Domaines de prédominance de la forme acide HInet de la forme basique In −

DOSAGE ACIDO-BASIQUE

Généralités

Dosage et titrage

Habituellement, le dosage d’une espèce chimique présente dans une solution consiste à déterminer la quantité de cette espèce dans la solution. David & Benoît (1978) définissent le dosage d’un élément comme étant la détermination de la masse de cet élément contenu dans une certaine masse d’un mélange.
Il existe plusieurs méthodes de dosage parmi lesquelles les méthodes chimiques qui sont en particulier la gravimétrie et la volumétrie. La gravimétrie repose sur la pesée d’un composé séparé par précipitation sélective. (Mendham et al ., 2006)
La volumétrie, appelé aussi titrage, consiste à déterminer le volume d’une solution detitre connu nécessaire pour réagir avec un volume donné de la solution de la substance à doser. En d’autres termes, le titrage consiste à faire réagir l’espèce chimique à doser dite « réactif à titrer» avec une autre espèce chimique dont on connait le titre dite « réactif titrant».La réaction mise en jeu est appelée « réaction de titrage».
Le point d’équivalence d’un titrage est le point où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction de titrage. (Mesplède & Queyrel, 1996).
La fin du titrage est détectée par un changement physique quelconque, dû à la solution titrante elle même (par exemple, faible coloration rose du permanganate de potassium), ou plus communément, à l’addition d’un agent auxiliaire, connu sous le terme indicateur, mais cela peut être toute autre mesure physique. Lorsque la réaction est pratiquement complète entre les réactifs à titrer et titrant, l’indicateur doit permettre d’observer visuellement un changement net (changement de couleur) de l’état de la solution titrée. Le point où cela intervient est le point de fin titrage.(Mendham et al ., 2006)
Dans un titrage idéal, le point de fin de titrage doit correspondre au point d’équivalence théorique. Cependant, en pratique, intervient une petite différence correspondant à l’erreur de titrage. L’indicateur et les conditions expérimentales doivent être choisis de sorte que la différence du point de fin de titrage et le point d’équivalence théorique soit la plus faible possible. (Mendham etal ., 2006)
Pour qu’une réaction, soit utilisable pour un titrage, elle doit être : (Mesplède & Queyrel, 1996)
– totale, pour que l’équivalence puisse être observée ;
– rapide, elle doit provoquer un changement brutal de l’une des propriétés physicochimiques de la solution au point d’équivalence ;
– unique, la réaction ne doit pas être perturbée par une autre réaction faisant intervenir l’un des réactifs, titrant ou titré.
Selon les réactions mises en œuvre au cours du dosage, on distingue :
– le dosage acido-basique : transfert de protons
– le dosage redox : transfert d’électrons
– le dosage par précipitation : formation de précipité
– le dosage par complexation : formation de complexe
Le titrage est donc un cas particulier de dosage. Mais souvent les deux termes sont confondus.
• Dosage direct
L’espèce à titrer A réagit directement avec le réactif titrant B. (Mesplède & Queyrel, 1996)
• Dosage indirect
Le titrage en retour est recommandé lorsque la réaction à étudier est trop lente pour permettre un titrage direct ou qu’il n’existe pas d’indicateur approprié permettant de déterminer le point d’équivalence.

Dosage indirect par différence

Lors d’un dosage indirect par différence, on fait réagir un volume connu de solution A contenant l’espèce à doser avec une quantité connue et en excès de solution B contenant l’espèce titrante (de concentration connue). On dose ensuite directement l’excès de solution B avec un réactif Cadéquat. Par différence entre la quantité de B initiale et la quantité de B restante, on en déduit la quantité de B ayant réagi et donc la quantité d’espèce titrée A présente initialement.

Dosage indirect en retour

Lors d’un dosage indirect en retour, on fait réagir(réaction 1) un volume connu de solution A contenant l’espèce à doser avec une quantité en excès de solution B contenant l’espèce titrante : il se forme une espèce C. L’espèce C est dosée directement avec un réactif D adéquat (réaction 2). La connaissance de la quantité de C dosée dans la réaction 2 permet d’accéder à la quantité de C formée dans la réaction 1 et donc à la quantité d’espèce titrée A initialement présente.

Dosage acido-basique

Principe d’un dosage par titrage acido-basique

Réaliser un dosage acido-basique, c’est déterminer la concentration de l’acide ou de la base contenu(e) dans une solution, en utilisant une réaction acido-basique.
Pour cela, on dispose d’une solution d’acide de concentration inconnue ; en y rajoutant progressivement une solution de base de concentration connue, il se produit une réaction de neutralisation entre l’acide et la base. Sachant quelle quantité de base a été versée pour  consommer la totalité d’acide, on en déduit la concentration en acide de la solution initiale.
On procède de la même manière pour déterminer la concentration inconnue d’une base dans une solution basique : on y ajoute une solution d’acide de concentration connue.

Equivalence d’un dosage acido-basique

Lorsque tout l’acide (ou la base) a été neutralisé(e) par la base (ou l’acide), la réaction de dosage est terminée. On dit qu’on a atteint l’équivalence.
A l’équivalence, les réactifs titré et titrant sont introduits dans les proportions stœchiométriques selon l’équation –bilan de la réaction de dosage.
La détermination expérimentale de l’équivalence peut être réalisée :
– soit en suivant en continu le pH de la solution : méthode potentiométrique
– soit en utilisant un indicateur coloré judicieusement choisi : méthode colorimétrique
– soit en mesurant la conductivité de la solution : méthode conductimétrique

Dosage potentiométrique

La potentiométrie à intensité nulle consiste à déterminer le potentiel d’une électrode, dite « électrode indicatrice », plongée dans une solution dont la concentration en substance électro-active varie ; le potentiel pris par cette électrode est fonction de la concentration de cette substance. (Guernet & Hamon, 1990).
Pour déterminer le potentiel pris par cette électrode, il suffit de la coupler avec une électrode dite « électrode de référence » plongeant dans la solution étudiée : il s’établit entre les deux électrodes  une différence de potentiel. Les deux électrodes sont reliées entre elles par un voltmètre de grande impédance. La différence de potentiel indiquée par celui-ci est la différence de potentiels de chacune des électrodes.
Au cours d’un dosage acido-basique, le pH de la solution contenant le réactif titré varie en fonction du volume versé de la solution contenant le réactif titrant. Il subit une brusque variation au voisinage de l’équivalence.
La méthode potentiométrique, dans le cas d’un dosage acido-basique, consiste à suivre l’évolution du pH de la solution en fonction du volume de réactif titrant versé. On mesure alors le pH par potentiométrie à l’aide d’un pH-mètre.
Dans cette partie, quatre exemples de dosage acido-basique seront étudiés pour élaborer une méthode de dosage potentiométrique (dosage pH-métrique).

Dosage colorimétrique

L’observable sera la couleur de la solution et on utilise des indicateurs colorés acido-basiques.
• Principe
Le volume à l’équivalence peut être déterminé grâce à un indicateur coloré convenablement choisi (Olivier et al ., 2007)
• Choix de l’indicateur pour un dosage
Il est conditionné par le pH au point d’équivalencede la réaction acido-basique effectuée.
La variation du pH est brutale au voisinage de l’équivalence. Si nous voulons que le changement de couleur de l’indicateur corresponde à l’équivalence, il faut choisir un indicateur pour lequel le pK de cet indicateur voisin du pH à l’équivalence.
La zone de virage de l’indicateur pourra ne pas contenir le pH exact du point d’équivalence, mais elle devra au moins se situer à l’intérieur dela zone de variation brusque du pH (cela dépend de la nature et de la concentration des deux réactifs titrant et titré). (Guernet & Hamon, 1990)
Toutefois, plus l’amplitude sera faible, plus le choix de l’indicateur sera restreint. Le choix des  indicateurs colorés sera montré à l’aide d’exemples en reprenant les quatre dosages acidobasiques développés dans le dosage potentiométrique.

Avantages et limites de chaque méthode

Méthode potentiométrique

En utilisant la courbe donnant l’évolution du pH dela solution titrée en fonction du volume de la solution titrante versé, la détermination du point d’équivalence est beaucoup plus précise.
On peut aussi avoir une idée sur lepK du couple acide-base qui constitue l’acide ou la base à doser.
Cependant la durée de la manipulation est assez lente pour cette méthode car il faut prendre un tas de points de mesure.

Méthode colorimétrique

La mise en œuvre de la manipulation est assez simple avec les indicateurs colorés par rapport à celle avec le pH-mètre.
Toutefois, l’utilisation de la méthode colorimétrique seule ne nous donne que l’information sur le volume équivalent. On pourra relever quelquefois un écart non négligeable entre le volume équivalent calculé et le volume trouvé expérimentalement, ce qui entrainera une erreur sur les résultats.
La quantité de l’indicateur coloré utilisé peut aussi influencer le système étudié et pourra fausser les résultats. Il faut alors l’ajouter en faible quantité, sinon, on aura une erreur par excès de volume équivalent due au volume nécessairepour doser l’indicateur coloré.
En conclusion, il est important de souligner que les dosages acido-basiques peuvent être suivis par « potentiométrie » ou par « colorimétrie», lesquelles utilisant respectivement un pH-mètre et un indicateur coloré. L’utilisation du pH-mètre est beaucoup plus fiable que celle des indicateurs colorés.Malheureusement, la plupart des établissements scolaires de Madagascar en sont dépourvus, rares ceux qui ont pu renouveler leurs matériels de laboratoire. En effet, les pH-mètres et autres appareils de mesure sont très vieux, usés et ne peuvent plus être réparés. Du fait de leur coût très élevé, l’achat d’un nouveau matériel s’avère impossible. Cependant, il a été justifié que les indicateurs colorés peuvent être utilisés à la place du pH-mètre : sous certaines conditions,par la superposition des zones de virages et des courbes de dosages, données fournis par la méthode potentiométrique, il est possible de choisir l’indicateur qui peut être utilisé pour tel ou tel dosage. Ce sont ces indicateurs colorés qui sont largement utilisés dans les établissements,du moins ceux qui en possèdent. Malheureusement encore, il se trouve aussi que ces indicateurs sont, dans la plupart des cas, des vieux produits et périmés. Leurs quantités sont également insuffisantes.
Ces problèmes liés à l’utilisation des indicateurs colorés usuels sont donc à l’origine de notre choix de nous tourner vers l’utilisation des substances naturelles pouvant remplacer ces indicateurs colorés usuels.
Après avoir vu les concepts qui se rapportent aux indicateurs colorés acido-basiques, les généralités sur les plantes utilisées dans notre étude et les travaux antérieurs seront la suite de cette première partie.

GENERALITES SUR BETA VULGARIS, VARIETEMETALLICA (CHENOPODIACEAE ) ET BOUGAINVILLEAGLABRA, VARIETE SANDERIANA (NYCTAGINACEAE ) – TRAVAUX ANTERIEURS

PRESENTATION DES MATERIELS VEGETAUX

Deux plantes constituent les matériels végétaux : la betterave rouge et la bougainvillée de couleur violette. Après leur identification au Parc Botanique et Zoologique de Tsimbazaza d’Antananarivo, elles ont été respectivement identifiées comme « Beta vulgaris», variété « Metallica» et « Bougainvillea glabra », variété « Sanderiana ».

Betterave potagère ou betterave rouge

La betterave rouge est une plante le long de la tige. Elle est bisannuelle et utilisée comme légume dans l’alimentation humaine – 1 ère année ou phase végétative charnue, accumulation des réserves en sucre – 2 ème année : montaison et production de grai Sa valeur nutritionnelle réside essentiellement dans les 10% des glucides qu’elle contient. On y trouve des petites proportions de protéines, de lipides et de sels minéraux.
La couleur caractéristique de la betterave rouge est due à la présence du pig « bétanine ». Ce pigment, de formule brute C
La bétanine est constituée d’un noyau aromatique, des hétérocycles ainsi que des ramifications saturées et insaturées.

Bougainvillea glabra variétéSanderiana

L’espèce Bougainvillea glabra a été décrite par Choisy en 1849.
C’est un arbuste rubescent, sarmenteux, à tige glabre, munie d’épines courtes et bien crochues. Les feuilles sont lancéolées et acuminées, glabres, d’un vert luisant foncé. Le pétiole mesure environ 1 cm de longueur. Le limbe mesure 5 à 9 cm de longueur et 2 à 4 cm de largeur. Les trois bractées, dont l’involucre constitue la partie décorative de la plante, sont ovales, acuminées, transparentes et à nervure obliques. Les fleurs, soudées aux bractées, présentent un périanthe tubuleux et à 5 lobes au sommet. Le fruit est à 5 côtes de longueur plus de 1 cm. La variété Sanderiana présente des bractées de couleur violette.

TRAVAUX ANTERIEURS

La betterave rouge a fait déjà l’objet d’une étude chimique. Les études réalisées par Ratsimbason (2009), dans le cadre de son mémoire de fin d’étude dans la filière Physique-Chimie au sein de l’Ecole Normale Supérieure d’Antananarivo, montrent la possibilité de préparer de l’éthanol à partir de la fermentation du jus de la betterave rouge et d’obtenir un indicateur coloré acido-basique à partir de la chair de cette betterave. En effet, la betterave rouge possède la particularité d’avoir ses glucides constitués presque exclusivement par du saccharose : il représente plus de 90% du total glucidique. Ils sont accompagnés de petites quantités de pentosaneset d’hexosanes, ainsi que des traces de glucose et de fructose. En faisant l’extraction du saccaharose, le jus obtenu après cette extraction sera fermenté pour obtenir l’alcool éthylique.

Discussion 

Dosage par la solution d’acide chlorhydrique

Les solutions d’indicateur coloré préparées à partir de Beta vulgaris, variété Metallica, et utilisées dans les trois essais d’expériences ont des valeurs de pH inférieures à 7. Dans le 1 er essai d’expérience, par exemple, la solution d’indicateur coloré a une valeur de pH égale à 6,4. Ceci nous renseigne déjà que cette solution est acide. Dosée par la solution d’acide chlorhydrique qui est un acide fort, la solution obtenue reste acide. L’apport d’ions hydronium HOpar la solution d’acide chlorhydrique a pour effet de diminuer le pH au cours du dosage. La courbe obtenue par ce dosage tend vers une asymptote horizontale car la valeur du pH de la solution tend vers celle de l’acide fort ajouté. Si la solution de cet indicateur coloré était une solution de base faible, nous aurions eu une allure de courbe qui est identique à celle de la courbe présentée par la figure 7 .Cependant, l’allure de la courbe obtenue est différente de celle de la courbe caractéristique d’une base faible. Par conséquent, l’indicateur n’est pas une base faible.

Table des matières

REMERCIEMENTS 
SOMMAIRE
LISTE DES FIGURES
LISTE DES TABLEAUX
INTRODUCTION
PREMIERE PARTIE : ETUDE BIBLIOGRAPHIQUE
A. GENERALITES SUR LES INDICATEURS COLORES ACIDO-BASIQUES
I. REACTIONS ACIDO-BASIQUES EN SOLUTION AQUEUSE
I.1. Théorie de Brönsted
I.2. Constante du couple acide-base
I.3. Domaines de prédominance
I.3.1. Relation entre pH et pKa
I.3.2. Définition
I.4. Prévision d’une réaction acido-basique
II. LES INDICATEURS COLORES ACIDO-BASIQUES
II.1. Nature des indicateurs colorés acido-basiques
II.2. Domaines de prédominance de la forme acide HInet de la forme basique In −
II.3. Aspects mécanistiques
II.4. Utilisation des indicateurs colorés acido-basiques
III. DOSAGE ACIDO-BASIQUE
III.1. Généralités
III.2. Dosage acido-basique
III.2.1. Principe d’un dosage par titrage acido-basique
III.2.2. Equivalence d’un dosage acido-basique
III.2.3. Dosage potentiométrique
III.2.4. Dosage colorimétrique
III.2.5. Avantages et limites de chaque méthode
B. GENERALITES SUR BETA VULGARIS, VARIETE METALLICA (CHENOPODIACEAE ) ET BOUGAINVILLEA GLABRA, VARIETE SANDERIANA (NYCTAGINACEAE ) – TRAVAUX ANTERIEURS
I. PRESENTATION DES MATERIELS VEGETAUX
II. GENERALITES SUR BETA VULGARIS , VARIETE METALLICA (CHENOPODIACEAE )
II.1. Classification de Beta vulgarisvariété Metallica
II.2. Betterave potagère ou betterave rouge
III.GENERALITES SUR BOUGAINVILLEA GLABRA, VARIETE SANDERIANA (NYCTAGINACEAE)
III.1. Classification de Bougainvillea glabra variété Sanderiana
III.2.Bougainvillea glabra variétéSanderiana
IV. TRAVAUX ANTERIEURS
DEUXIEME PARTIE : ETUDE EXPERIMENTALE
I. PREPARATION DES INDICATEURS COLORES
I.1. Indicateur coloré extrait de Beta vulgaris, variétéMetallica
I.2. Indicateur coloré extrait de Bougainvillea glabra, variété sanderiana
II. DETERMINATION DES CARACTERISTIQUES DE CHAQUE INDICATEUR COLORE
II.1. Caractéristiques de l’indicateur coloré extrait de la variété Metallicade Beta vulgaris
II.1.1. Mesure colorimétrique de pH
II.1.2. Dosage pH-métrique de l’indicateur
II.1.3. Conclusion obtenue à partir des deux méthodes
II.2. Caractéristiques de l’indicateur extrait de la variété Sanderiana de Bougainvillea glabra
II.2.1. Mesure colorimétrique de pH
II.2.2. Dosage pH-métrique de l’indicateur
II.2.3. Conclusion obtenue à partir des deux méthodes
III. UTILISATION DES INDICATEURS COLORES NATURELS DANS QUELQUES DOSAGES ACIDO-BASIQUES
III.1. Détermination expérimentale des courbes de dosage acido-basique
III.1.1. Dosage d’un acide faible par une base forte
III.1.2. Dosage d’un acide fort par une base forte
III.1.3. Dosage d’une base forte par un acide fort
III.2. Utilisation des indicateurs colorés naturelsdans quelques dosages acido-basiques
III.2.1. Dosage d’un acide faible par une base forte
III.2.2. Dosage d’un acide fort par une base forte
III.2.3. Dosage d’une base forte par un acide fort
III.2.4. Conclusion
IV. INTERETS DIDACTIQUES ET CONDITIONS D’UTILISATION DES INDICATEURS COLORES NATURELS ETUDIES
CONCLUSION
BIBLIOGRAPHIE
WEBOGRAPHIE
ANNEXE 1 : Résultats des 2 ème et 3 ème essais d’expériences de dosage pH-métrique des indicateurs extraits de Beta vulgaris, variété Metallica et de Bougainvillea glabra , variété Sanderiana
ANNEXE 2 : Indicateurs colorés acido-basiques usuels
ANNEXE 3 : Détermination du pKa d’un indicateur coloré par la méthode spectrophotométrique
ANNEXE 4 : Utilisation d’un pH-mètre
ANNEXE 5 : Préparation des solutions acides et basiques utilisés dans les dosages acidobasiques