Ch 2.3 Domaines de prédominances du BBT


1. But du TP

Réinvestir la méthode d’analyse par spectrophotométrie pour déterminer, en fonction du pH, les domaines de prédominance d’un indicateur coloré acido-basique.

2. Les % des formes acide et basique du BBT dans une solution aqueuse.

2.1 Présentation des deux formes acide et basique.

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 est observable car la forme basique In- est bleue et la forme acide HIn est jaune.

2.2 Pourcentages des formes acide et basique du BBT en fonction du pH 

a. spectres d’absorption du BBT 

.

A partir du spectre d'absorption ci-dessus, expliquer pourquoi la forme acide HIn apparaît jaune et la forme basique In - apparaît bleue.

La forme Hin  absorbe dans le bleu : elle est de couleur jaune.
La forme In– absorbe dans le jaune orangé: elle est de couleur bleue.

A quelle longueur d'onde, l'absorption de la forme basique In – est-elle maximale ?

( λmax = 620 nm  )

A cette longueur d'onde est-ce que la forme acide HIn absorbe la lumière ?

A cette longueur d’onde, la forme acide Hin n’absorbe aucune lumière.

b.Détermination des pourcentages des formes acide et basique

Pour tracer la courbe de l'évolution des concentrations des formes acide HIn et basique In-, il faut établir, pour chacune des deux formes HIn et In- de l'indicateur, une relation entre la concentration effective de la forme considérée et l'absorbance mesurée.

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-] de la forme basique, lorsqu'on éclaire une solution diluée de BBT avec une radiation monochromatique de longueur d’onde λb = 620 nm.

A = k [ In- ] ( loi de Beer lambert )

Soit c, la concentration en BBT. En milieu très basique (pH voisin de 11), 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 bleu de bromothymol (relation (2).

Amax = k [ In- ]max = k c

En utilisant les deux relations (1) et (2) exprimer la concentration  effective [In-] et [HIn] en fonction de c, A et Amax.


et    

Exprimer alors le pourcentage de la forme basique In- - noté Po(In-)- et le pourcentage de forme acide HIn - noté Po(HIn)- de l’indicateur coloré en fonction de A et Amax.

 et    

3.Protocole.

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 augmenter par addition d’une solution d’hydroxyde de sodium (soude) de concentration cb = 0,100 mol.L-1. On peut admettre que le pH du mélange (BR + soude) obéit à la relation numérique simple et approchée  :
pH = 1,2 + v      où v est le volume de soude ajouté, exprimé en mL, pour un volume de solution BR de 20,0 mL.

a. Préparation de la solution Si

Pour disposer de solutions de pH s’échelonnant entre 3,5  et 11,0  par pas de 0,5 unité de pH environ, chacun des huit binômes réalisera deux solutions (BR + soude) notées Si.

N°binôme 1 2 3 4

5

 6

7

 8
Si S1 S9 S2 S10 S3 S11 S4 S12 S5 S13 S6 S14 S7 S15 S8 S16
pH souhaité 3,5 7,5 4,0 8,0 4,5 8,5 5,0 9,0 5,5 9,5 6,0 10 6,5 10,5 7,0 11,0
v (mL) 2,3 6,3 2,8 6,8 3,3 7,3 3,8 7,8 4,3 8,3 4,8 8,8 5,3 9,3 5,8 9,8

Dans un bécher, introduire 20,0 mL de solution BR ; ajouter un volume v de soude.

b.  Préparation de la solution S’i

Prélever 20,0mL de la solution Si, y ajouter 5,0 mL de BBT.

c. Analyse de la solution S’i

Analyser les solutions S’i à l’aide du même spectrophotomètre, ( réglé sur la même radiation monochromatique λb = 620 nm ).
Mesurer le pH des solutions S’i  à l’aide du même pH-mètre (pour tous les binômes).
Nettoyer avec soin la cuve du spectrophotomètre ainsi que la sonde du pH-mètre entre 2 mesures.
Tous les échantillons seront conservés pour repérer visuellement la zone de virage de l’indicateur coloré.

4.Exploitation.

a. Résultats

b. Exploitation graphique

Construire sur le même graphe les courbes représentatives de l'évolution des valeurs des pourcentages de In et HIn en fonction du pH.

 

En déduire les domaines de prédominance de chacune des deux formes In- et HIn.

La forme acide Hin prédomine pour pH  < 6
la forme basique In- prédomine pour pH > 8

Vérifier l'hypothèse faite pour l'absorbance maximale. 

On voit que pour pH = 11 , tout l’indicateur est sous forme basique  : Po( Hin ) = 0

c. Zone de virage

Déterminer visuellement la zone de virage de l'indicateur coloré BBT en rassemblant toutes les solutions sur le bureau.

Visuellement la zone de virage est :  6< pH < 8

Déterminer graphiquement la zone de virage de l'indicateur coloré BBT sachant que la zone de virage d'un indicateur coloré 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 

 

D'après le graphique, la zone de virage est comprise entre pH= 6,2 et pH = 8,2

Remarque : 

Si Po[ Hin] = Po[ In- ] = 50%   alors pH = pKA

D’après la courbe : pKA  = 7 pour le BBT (  les autres indicateurs colorés ont un pKA ≠  7 !!)

voir le tableau des indicateurs colorés