Détermination par
spectrophotométrie du pKA d'un indicateur coloré (le bleu de
bromothymol)
TP n°10 (Chimie)
Objectifs : - Comprendre le mode de fonctionnement d’un indicateur coloré.
- Déterminer par spectrophotométrie le diagramme de distribution, en fonction du pH, des formes acide et
basique du bleu de bromothymol .
- L’exploitation du graphique permettra de déduire : les domaines de prédominance des espèces acide et
basique de l’indicateur, le pKA du couple HIn/In- et donc la constante d’acidité, la zone de virage de
l’indicateur coloré.
I°) Les pourcentages des formes acide et basique du BBT en solution aqueuse :
1°) Présentation des deux formes acide et basique du BBT :
Le bleu de bromothymol (BBT) est un couple acido-basique (HIn/In-) dont la forme acide (HIn) a une couleur
différente de la forme basique (In-) en solution aqueuse. La prédominance de l’une de ces formes en solution
aqueuse est observable car la forme basique In- est bleue et la forme acide HIn est jaune.
2°) Comment accéder aux pourcentages des formes acide et basique du BBT en fonction du pH ?*
a°) Spectre d’absorption du BBT (voir graphique ci-dessous).
Questions :
1°) A partir du spectre d’absorption ci-dessous, expliquer pourquoi la forme acide HIn apparaît jaune
et la forme basique In- apparaît bleue.
2°) A quelle longueur d’onde dans le vide (ou l’air), l’absorption de la forme basique In- est-elle
maximale ?
3°) A cette longueur d’onde, est-ce que la forme acide HIn absorbe la lumière ?
b°) Détermination des pourcentages des formes acide et basique :
Par la suite, nous allons tracer la courbe d’évolution des concentrations des formes acide HIn et basique In-.
Pour cela il il faudra établir, pour chacune des 2 formes HIn et In- de l’indicateur, une relation entre la
concentration effective de la forme considérée et l’absorbance mesurée.
Questions :
1°) On constate que la forme acide du BBT n’absorbe pas les radiations appartenant à une bande voisine de
620 nm. En déduire la relation (1) entre l’absorbance A de cette solution et la concentration effective
[In-] ,lorsqu’on éclaire une solution diluée de BBT avec une radiation monochromatique de
longueur d’onde l=620 nm.
2°) Soit c, la concentration en BBT. En milieu très basique (pH voisin de 9), seule la forme basique bleue de
l’indicateur existe en solution et donc [In-]=c. Exprimer l’absorbance A, notée alors Amax, en fonction
de la concentration molaire apportée c, en BBT (relation 2).
3°) En utilisant les deux relations (1) et (2) ci-dessus, exprimer la concentration effective [In-] en
fonction de c, A et Amax et ce quelque soit le pH de la solution.
4°) En déduire la relation donnant la concentration [HIn] en fonction de c, A et Amax .
II°) Protocole :
Chaque binôme prendra en charge 2 ou 3 solutions Si; les résultats seront mis en commun.
Toutes les mesures de pH sont effectuées avec le même pH-mètre.
1°) Préparation des solutions (Si) :
Comme il est nécessaire de disposer de solutions de pH différents, on utilisera une solution de départ dite de
« Britton-Robinson » (notée BR) ; elle présente la propriété de voir son pH augmenté par addition de solution
d’hydroxyde de sodium (soude). On peut admettre que le pH du mélange (BR + soude) est lié au volume de
soude ajouté (en mL).
Chaque binôme réalisera 2 à 3 solutions (BR+ soude) notées Si.
- Prélever, dans un premier becher, à l’aide de la pipette jaugée, un volume V = 20,0 mL de solution
« Britton- Robinson »
- Ajouter, à la burette, le volume Vi de solution d’hydroxyde de sodium de concentration molaire
1,00.10-1 mol.L-1 (renseigner vous auprès du professeur pour savoir quelles sont les solutions que
vous devez préparer).
- Prélever 10,0 mL de la solution ainsi préparée et verser là dans un becher de 50 mL (forme haute), y
ajouter 1,00 mL de solution de bleu de bromothymol (pipette jaugée de 1,00 mL), soit (Si) la
solution ainsi préparée .
2°) Mesurer le pH de la solution (Si) ainsi préparée :
3°) Mesure de l'absorbance de la solution (Si) à l’aide d’un spectrophotomètre :
- Régler le spectrophotomètre à la longueur d’onde l= 620 nm et faire le blanc.
- Rincer la cuve avec la solution (Si) et mesurer l’absorbance de la solution (Si) .
- Aller verser le reste de votre solution Si dans un becher situé sur la paillasse du professeur.
- Consigner les valeurs mesurées de l’absorbance et du pH dans le tableau ci-dessous.
4°) Tableau des valeurs obtenues : à remplir
|
Solution (Si) |
Vi (mL) |
pH |
A |
[In-] (mol.L-1) |
[HIn] (mol.L-1) |
|
1 |
4,00 |
|
|
|
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2 |
4,50 |
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3 |
5,00 |
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4 |
5,50 |
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5 |
6,00 |
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6 |
6,50 |
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7 |
7,00 |
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8 |
7,50 |
|
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9 |
,8,00 |
|
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|
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10 |
8,50 |
|
|
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11 |
9,00 |
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Questions :
1°) Pour la solution 11 nous avons [In-] =c car la forme basique est largement majoritaire pour ce
pH. Calculer c, sachant que l'on a prélevé 1,00 mL de BBT à 3,00´10-4 mol/L, que l'on a ensuite
versé dans un volume V=10,00 mL de S11 (volume total 11,00 mL ).
2°) En déduire le coefficient k (Amax=k´ c).
3°) Remplir les deux dernières colonnes du tableau ci-dessus en vous servant des réponses aux questions
3°)+4 du I°).
4°) Construire sur le même graphique les courbes représentatives de l’évolution des concentrations
[HIn] et [In-] en fonction du pH. En déduire les domaines de prédominance des formes acide et
basique de l'indicateur. Vérifier l’hypothèse faite à l’absorbance maximale.
5°) Déterminer la zone de virage de cet indicateur coloré. Celle-ci est généralement définie par
l’intervalle de pH dans lequel le rapport des concentrations molaires des formes acide et basique
est
compris entre 1/10 et 10, soit :
6°) Montrer qu’un point particulier de ce graphe permet de déterminer le pKA du couple acide-base HIn/In-
et donc sa constante d’acidité.
