Voir la source de Indicateur de pH

{{voir homonymes| Indicateur (homonymie){{!}}Indicateur| PH (homonymie){{!}}PH}}
{{En-tête label|BA|année=2007}}
:''Note : le terme « indicateur coloré » désigne un « indicateur coloré de pH » dans cet article.''

[[Image:Indicateurs colorés de pH.jpg|vignette|Quelques indicateurs colorés de pH.]]
[[Image:Indicateurs colorés - zones de virage.jpg|vignette|Zones de virages du [[Bleu de bromothymol|BBT]], de la [[phénolphtaléine]] et de l'[[hélianthine]].]]
Les '''indicateurs colorés''' de [[potentiel hydrogène|pH]] (ou indicateurs [[Réaction acido-basique|acide-base]]) sont des molécules qui ont la capacité de changer de couleur en fonction de l’acidité (au sens de [[Théorie de Bronsted-Lowry|Brønsted]]) de leur milieu environnant. La propriété qui lie couleur apparente et pH est appelée [[halochromisme]]. Par extension, l'indicateur de pH est un détecteur chimique de l'[[ion]] [[hydronium]] (ou oxonium) H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>.

Cette propriété donne aux indicateurs colorés une utilité dans certaines sciences expérimentales telles que la [[chimie]], la [[biologie]] ou la [[médecine]]. Elle leur confère, par ailleurs, un attrait pédagogique qui permet, par exemple, d’introduire au lycée les dosages acide-base sans initiation préalable au suivi pH-métrique ou [[conductimétrie|conductimétrique]] d’une réaction.

Leurs synthèses conduisant le plus souvent à des solides, les indicateurs colorés sont la plupart du temps utilisés en infimes quantités à l’état solvaté (dans l’eau, la [[hydroxyde de sodium|soude]] ou l’[[éthanol]] par exemple) dans des [[Solution aqueuse|solutions aqueuses]]. Ces quelques gouttes pourront donc colorer très nettement une solution et la couleur de celle-ci sera sensible aux valeurs que prend son pH. Dans les cas où l'on ne peut pas mélanger l'indicateur à la solution<ref name="quimica nova">{{pt}} Daniela Brotto Lopes Terci et Adriana Vitorino Rossi, [http://www.scielo.br/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0100-40422002000400026 ''Indicadores naturais de pH: usar papel ou solução?''], 2001.</ref> (cas, par exemple, de l'alimentaire), on peut imbiber un [[#Papier pH|papier spécial]] de cet indicateur et y déposer une goutte de la solution pour observer le changement de couleur.

== Historique ==
{{sources de section|''Chimie des couleurs et des odeurs''<ref name="chimie des couleurs et des odeurs">Mady Chapon, Véronique Courilleau-Harvelant et Cécille Valette, ''Chimie des couleurs et des odeurs'', Culture et techniques, 1993, {{p.|157-162}}.</ref>|du site de l’ÉNS<ref>[http://culturesciences.chimie.ens.fr/dossiers-experimentale-analyse-article-Indicateurs_pH_Demirdjian.html « Les indicateurs de pH »], Culture Sciences-Chimie, École normale supérieure, 2007.</ref>}}
Les chimistes du {{s-|XVII}} connaissaient l’usage d’indicateurs colorés. On trouve des mentions de leur usage dans les écrits des premiers chimistes de l’[[Académie des sciences (France)|Académie royale des sciences]]. Ainsi [[Samuel Cottereau du Clos|Cottereau du Clos]] indique dans son étude des eaux minérales avoir systématiquement examiné {{citation|s’ils changeaient en verte la couleur du sirop violat, & s’ils rétablissaient la couleur bleue du Tournesol rougi par quelque acide alumineux ou vitriolique}} (''Observations sur les eaux minérales''<ref>{{Ouvrage | titre = Observations sur les eaux minerales de plusieurs provinces de France | éditeur = Paris, Imprimerie royale | auteur = Samuel Cotterau du Clos | année = 1675 | url = http://www.biusante.parisdescartes.fr/histoire/medica/resultats/index.php?cote=31676&do=chapitre}}.</ref>, {{p.|25}}). Dans son magistral ''Cours de Chymie'' ([[1697 en science|1697]]), [[Nicolas Lémery]] indique {{citation|Si on prend une teinture bleue ou violette faite dans l’eau, comme celle qui se tire du tournesol ou de la fleur de violette et qu’on verse dessus quelques gouttes d’esprit de vitriol, elle deviendra aussitôt rouge, mais si vous y ajoutez un sel alcali, elle reprendra sa première couleur}}.
[[Image:Décoction chou rouge.jpg|vignette|Décoction de chou rouge dans de l'eau de pluie.]]
C’est en [[1767]] qu’a lieu la première utilisation d’un indicateur coloré pour un dosage acide-base. C’est W. Lewis qui eut l’idée d’utiliser un changement de couleur pour caractériser l’équivalence. Jusqu’alors, on utilisait le [[carbonate de potassium]] K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> comme base. On observait un dégagement gazeux à l’équivalence.

Le premier indicateur coloré fut donc un extrait de tournesol<ref>{{en}} Edmund Bishop, ''Indicators'', Pergamond Press, Oxford, New York, 1972 {{ISBN|0-08-016617-2}}.</ref>. Les dosages consistaient alors en l’étude analytique des eaux minérales. Plusieurs autres indicateurs naturels furent rapidement adoptés. On peut citer le [[chou rouge]], l’[[artichaut]], la [[rose (fleur)|rose]] ou encore la [[betterave]]. En effet, ces composés présentent tous la propriété de changer de couleur en fonction du [[Potentiel hydrogène|pH]]. Mais ces composés présentent des défauts importants : leur zone de virage est étendue et peu précise, et elle dépend de la nature même du végétal en question. Un même chou rouge pourra voir ses zones de virage déplacées d’une voire deux unités de pH.

Le {{XIXe siècle}} voit l’essor considérable de la [[chimie organique]] et la mise au point de synthèse de nouvelles substances qui serviront d’indicateurs colorés, comme la [[phénolphtaléine]] ou le [[bleu de bromothymol]] utilisés par Luck (1877), et la [[fluorescéine]] (1876). Ces indicateurs permettent des dosages plus précis.

Aujourd’hui, un très grand nombre d’indicateurs colorés chimiques peuvent être utilisés. Le chou rouge reste utilisé, mais plutôt à titre pédagogique dans les cours de chimie. La [[papier de tournesol|teinture de tournesol]] est de moins en moins utilisée, au profit du [[bleu de bromothymol]] notamment.
{{clr}}

== Quelques indicateurs courants ==
Voici une liste non exhaustive<ref name="liste">[http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs/liste_indicateurs_pH.pdf Liste] très complète.</ref> des principaux indicateurs utilisés en chimie ou en biologie. Les valeurs des transitions et les teintes peuvent varier légèrement en fonction des conditions d'utilisation (solvants, température, pression, etc.).

{| class="wikitable sortable mw-collapsible mw-collapsed" style="text-align:center;"
|+
! scope=col | Indicateur<ref name="handbook">{{en}} David R. Line, ''Handbook of Chemistry and Physics 84th edition (2003/2004)'', CRC Press, 2004.</ref>
! scope=col, colspan=2 | Couleur<ref name="handbook"/>{{,}}<ref name="liste"/> (acide)
! scope=col | Transition<ref name="handbook"/> (approximativement)
! scope=col, colspan=2 | Couleur<ref name="handbook"/>{{,}}<ref name="liste"/> (base)
|-
| style="text-align:left;" | [[Bleu de bromothymol]], BBT ({{1re|transition}})
| bgcolor=#FF0088|
|[[rose (couleur)|rose]]-[[rouge]]
|≈0,0
| bgcolor=yellow|
|[[jaune]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge de crésol]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=red|
|rouge
|0,0-1,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Violet de gentiane]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|0,0-1,6
| bgcolor=#B516E9|
|[[violet|violet foncé]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Vert malachite]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=yellow|
|jaune
|0,2-1,8
| bgcolor=#00aaaa|
|[[bleu]]-[[vert]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Bleu de thymol]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=red|
|rouge
|1,2-2,8
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Jaune de méthyle]]
| bgcolor=red|
|rouge
|2,9-4,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Bleu de bromophénol]] (BBP)
| bgcolor=yellow|
|jaune
|3,0-4,6
| bgcolor=violet|
|[[violet]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge Congo]]
| bgcolor=blue|
|[[bleu]]
|3,0-5,2
| bgcolor=red|
|rouge
|-
| style="text-align:left;" | [[Hélianthine]] (Méthyl orange)
| bgcolor=red|
|rouge
|3,1-4,4
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Hélianthine]] en solution dans le xylène cyanole 
| bgcolor=fuchsia|
|[[pourpre]]
|3,2-4,2
| bgcolor=lime|
|vert
|-
| style="text-align:left;" | [[Vert de bromocrésol]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|3,8-5,4
| bgcolor=#0033ff|
|[[bleu]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge de méthyle]]
| bgcolor=red|
|rouge
|4,2-6,3
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Papier de tournesol]] ([[Azolitmine]])
| bgcolor=red|
|rouge
|4,5-8,3
| bgcolor=blue|
|[[bleu]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Pourpre de bromocrésol]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|5,2-6,8
| bgcolor=violet|
|[[violet]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Bleu de bromothymol]], BBT ({{2e|transition}})
| bgcolor=yellow|
|jaune
|6,0-7,6
| bgcolor=#0033ff|
|[[bleu]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge de phénol]] ([[Phénolsulfonephtaléine]])
| bgcolor=yellow|
|jaune
|6,6-8,0
| bgcolor=red|
|rouge
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge neutre]]
| bgcolor=red|
|rouge
|6,8-8,0
| bgcolor=#ffcc00|
|jaune [[orange (couleur)|orangé]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Rouge de crésol]] (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=yellow|
|jaune
|7,2-8,8
| bgcolor=red|
|rouge
|-
| style="text-align:left;" | [[Bleu de thymol]] (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=yellow|
|jaune
|8,0-9,6
| bgcolor=blue|
|[[bleu]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Phénolphtaléine]]
| bgcolor=white|
|incolore
|8,2-10,0
| bgcolor=pink|
|[[rose (couleur)|saumon]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Thymolphtaléine]]
| bgcolor=white|
|incolore
|9,4-10,6
| bgcolor=blue|
|[[bleu]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Jaune d'alizarine R]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|10,1-12,0
| bgcolor=#ff3300|
|orange-rouge
|-
| style="text-align:left;" | [[Alizarine]]
| bgcolor=red|
|rouge
|11,0-12,4
| bgcolor=violet|
|[[violet]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Carmin d'indigo]]
| bgcolor=blue|
|[[bleu]]
|11,4-13,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Vert malachite]] (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=#00aaaa|
|[[bleu]]-vert
|11,5-13,2
| bgcolor=white|
|incolore
|}

== Indicateurs naturels de pH ==
{{sources de section|Daniela Brotto Lopes Terci et Adriana Vitorino Rossi<ref name="quimica nova"/>|Sébastien Bruneau, ''Teintes sensibles''<ref>Sébastien Bruneau (resp. Antoine Delon), [http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs_sts.pdf ''Teintes sensibles : les indicateurs colorés de pH''] {{pdf}}, 2007.</ref>|''www.erowid.org''<ref>Rhodium, [http://www.erowid.org/archive/rhodium/chemistry/equipment/ph-indicator.html ''Natural pH-Indicators''], sur ''erowid.org''.</ref>|''www.maltawildplants.com''<ref>{{en}} [http://www.maltawildplants.com/PAPV/Papaver_somniferum_subsp_setigerum.php ''Opium Poppy''], § ''Flower pH indicator properties'', sur [http://www.maltawildplants.com MaltaWildPlants.com].</ref>}}

Voici une liste non exhaustive d'indicateurs colorés naturels. Contrairement aux indicateurs chimiques purs, les indicateurs naturels contiennent plusieurs composés chimiques qui influent sur la couleur. Les zones de virage diffèrent donc selon la nature du composé utilisé. Par exemple, le jus de [[chou rouge]] peut ne pas virer au jaune avant un pH > 14 s'il date de plusieurs jours. De même, la transition du jus de [[carotte]], par exemple, est difficilement observable. L'avantage majeur des indicateurs naturels sur leurs équivalents de synthèse est leur très faible coût. On les trouve souvent directement dans la nature où ils ne coûtent pratiquement rien au [[supermarché]], alors que les indicateurs chimiques dépassent la dizaine d'[[euro]]s pour quelques grammes de produits purs.

[[Image:thym indicateur acide.jpg|vignette|Forme acide du thym.]]
[[Image:thym indicateur basique.jpg|vignette|Forme basique du thym.]]

[[Image:curcuma indicateur coloré.jpg|vignette|Un indicateur coloré naturel : le curcuma<br />tube 1 : pH 13 ; tube 2 : pH 11 ; tube 3 : pH 10 ; tube 4 : pH 6 : tube 5 : pH 2.]]

{| class="wikitable" style="text-align:center;"
! scope=col | Indicateur
! scope=col, colspan=2| Couleur (acide)
! scope=col | Transition (approximativement)
! scope=col, colspan=2 | Couleur (base)
|-
| style="text-align:left;" | Hortensia (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=palevioletred|
|rose
|environ 0,0-1,0
| bgcolor=lightpink|
|rose pâle
|-
| style="text-align:left;" | Raisin rouge (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=#FF0080|
|rose fuchsia
|environ 0,0-2,0
| bgcolor=lightsalmon|
|rose saumon
|-
| style="text-align:left;" | [[Betterave rouge]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=#994C6A|
|[[Bordeaux (couleur)|bordeaux]]
|environ 1,0-2,0
| bgcolor=red|
|rouge
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=red|
|rouge
|environ 2,0-3,0
| bgcolor=#FF0080|
|rose fuchsia
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (acide - {{2e|transition}})
| bgcolor=#FF0080|
|rose fuchsia
|environ 3,0-4,0
| bgcolor=#734C99|
|[[Mauve (couleur)|mauve]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Thé]] (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=yellow|
|jaune
|environ 3,0-4,0
| bgcolor=gold|
|[[brun (couleur)|jaune foncé]]
|-
| style="text-align:left;" | Myrtilles (acide - {{1re|transition}})
| bgcolor=red|
|rouge
|environ 3,0-4,0
| bgcolor=#FF0080|
|rose fuchsia
|-
| style="text-align:left;" | Hortensia (acide - {{2e|transition}})
| bgcolor=#FFE5EF|
|rose clair
|environ 5,0-6,0
| bgcolor=#BDFFB2|
|vert pâle
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (base - {{3e|transition}})
| bgcolor=#734C99|
|mauve
|environ 6,0-7,0
| bgcolor=#554C99|
|violet
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (base - {{4e|transition}})
| bgcolor=#554C99|
|[[violet]]
|environ 8,0-9,0
| bgcolor=#4C9999|
|[[bleu canard]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Thé]] (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=gold|
|jaune foncé
|environ 8,0-10,0
| bgcolor=darkgoldenrod|
|[[brun (couleur)|brun clair]]
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (base - {{5e|transition}})
| bgcolor=#4C9999|
|bleu canard
|environ 10,0-11,0
| bgcolor=green|
|vert
|-
| style="text-align:left;" | [[Curry]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|environ 10,0-11,0
| bgcolor=#bb4400|
|brun-orangé
|-
| style="text-align:left;" | [[Curcuma]]
| bgcolor=yellow|
|jaune
|environ 10,0-11,0
| bgcolor=#cc4400|
|brun-orangé
|-
| style="text-align:left;" | Hortensia (base - {{3e|transition}})
| bgcolor=#BDFFB2|
|vert pâle
|environ 10,0-12,0
| bgcolor=greenyellow|
|vert clair
|-
| style="text-align:left;" | [[Artichaut]]
| bgcolor=lightyellow|
|jaune clair
|environ 10,0-12,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | Raisin rouge (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=lightsalmon|
|rose saumon
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=green|
|vert
|-
| style="text-align:left;" | Myrtilles (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=#FF0080|
|rouge
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=green|
|vert
|-
| style="text-align:left;" | [[Betterave rouge]] (base - {{2e|transition}})
| bgcolor=red|
|rouge
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | Oignon blanc
| bgcolor=#E9FFE5|
|vert pâle
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=#F0FF80|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | Peau de poire
| bgcolor=#ffffb1|
|jaune pâle
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (base - {{6e|transition}})
| bgcolor=green|
|vert
|environ 11,0-12,0
| bgcolor=#74CC66|
|vert clair
|-
| style="text-align:left;" | Raisin rouge (base - {{3e|transition}})
| bgcolor=green|
|vert
|environ 12,0-13,0
| bgcolor=gold|
|jaune doré
|-
| style="text-align:left;" | Myrtilles (base - {{3e|transition}})
| bgcolor=green|
|vert
|environ 12,0-13,0
| bgcolor=darkorange|
|orange
|-
| style="text-align:left;" | [[Chou rouge]] (base - {{7e|transition}})
| bgcolor=#74CC66|
|vert clair
|environ 12,0-13,0
| bgcolor=yellow|
|jaune
|-
| style="text-align:left;" | [[Thym]]
| bgcolor=#ddcc00|
|jaune
|environ 12,0-13,0
| bgcolor=#aa6600|
|brun
|-
| style="text-align:left;" | [[Thé]] (base - {{3e|transition}})
| bgcolor=darkgoldenrod|
|brun clair
|environ 13,0-14,0
| bgcolor=saddlebrown|
|brun foncé
|}

D'autres indicateurs de pH naturels :
* certains pétales de fleurs ([[rose (fleur)|rose]], [[violettes et pensées|violette ou pensée]], [[pétunia]], [[volubilis (plante)|volubilis]], [[hortensia]],[[Syringa|lilas]], [[Pélargonium|géranium]], [[delphinium]], [[pavot]], etc.) ;
* quelques fruits ou légumes ([[rhubarbe]], [[radis]], [[cerise]], [[carotte]], [[fraise (fruit)|fraise]], [[cassis (fruit)|cassis]], [[Vaccinium|airelle]], de manière générale la plupart des [[fruit rouge|fruits rouges]]…).

Plusieurs composés chimiques peuvent être à l'origine des propriétés [[halochromie|halochromiques]] de ces indicateurs naturels. En voici quelques-uns :
* les [[anthocyanine|anthocyanes]] sont des composés naturels que l'on retrouve chez plusieurs plantes. Ces composés sont rouges dans une solution acide et bleu dans une solution basique. Le [[chou rouge]], qui en contient, est l'un des indicateurs les plus populaires et les plus spectaculaires. La betterave rouge contient des bétacyanines, dérivés halochromiques des anthocyanes ;
* la [[curcumine]] est présente dans le [[curcuma]] (et donc dans le [[curry]] qui contient du curcuma). Elle est brune en milieu basique et jaune en milieu acide ;
* les [[caroténoïde]]s, contenus par exemple dans les carottes, peuvent posséder des propriétés acido-basiques ;
* les [[Flavonoïde|flavonoïdes]] comme la [[catéchine]] (présente dans le thé), la [[quercétine]] (présente dans les oignons blancs), l’[[apigénine]] et la [[lutéoline]] (présente dans l'artichaut) possèdent des propriétés acido-basiques.

== Échelle de pH du jus de chou rouge ==
[[Image:Échelle de pH du jus de chou rouge.png|centré|695x695px|Échelle de pH du jus de chou rouge<ref>{{Ouvrage|langue=fr|auteur=Valentin Parotte|titre=Les indicateurs colorés naturels : recettes et échelles de pH|lieu=Mons|éditeur=Haute École en Hainaut de Mons|date=avril 2018}}.</ref>.]]

== Notions associées ==
=== Acidité et basicité du milieu ===
{{article détaillé|Potentiel hydrogène}}
Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur utilisée en sciences expérimentales pour mesurer l’[[acide|acidité]] ou la [[base (chimie)|basicité]] d’une solution. Il est défini par le [[cologarithme]] décimal de l’[[activité chimique|activité]] des ions H+ dans la solution. Les ions [[Hydron|H<sup>+</sup>]] se liant aux molécules d’eau (approximativement 1 pour 1), on mesurera plutôt l’activité des ions [[hydronium]] H<sub>3</sub>O<sup>+</sup> (improprement connus en tant qu'ions oxonium). Si l’on estime que les solutions sont assez diluées ([H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>] < {{unité|1 M}} et [HO{{exp|−}}] < {{unité|1 M}}), l’activité de l’eau sera égale à 1 et celle des ions hydronium sera assimilée à la concentration en ces ions (Activité = Gama × Concentration et Gama ≈ 1 quand la solution est diluée), ce qui est généralement le cas pour l'utilisation des indicateurs colorés. On a donc :<math display="block">\mathrm{pH} = - \log \left( a_{\mathrm{H}^+} \right) = - \log \left[\rm H_3O^+ \right]</math>

Traditionnellement, et compte tenu des approximations susmentionnées, on mesurera le pH sur une échelle allant de 0 à 14, bien qu’il puisse se situer en dehors de cette fourchette.
En effet, sachant que le [[Autoprotolyse#Constante d'équilibre : produit ionique de l'eau|produit ionique de l'eau]] est toujours vérifié, on a :<math display="block">\rm pH_{min} = -\log 1 = 0 \qquad et \qquad pH_{max} = -\log 10^{-14} = 14</math>

Une solution est dite acide si son pH est inférieur à 7, basique s’il est supérieur à 7 et neutre s’il égal à 7. C'est tout l'intérêt des indicateurs colorés de pouvoir déterminer facilement et rapidement cette acidité.

=== Zone de virage ===

[[Image:Bleu bromothymol teintes.jpg|vignette|Zones de virage du BBT.]]
Le principe d'un indicateur coloré est d'exister sous deux formes dont l'une prédomine par rapport à l'autre en fonction du pH. On appelle zone de virage la plage de pH dans laquelle aucune des deux formes de l’indicateur n’est majoritaire. Pour les calculs et les expériences, les indicateurs possèdent une zone de virage tabulée, reflétant avec précision le changement de couleur. Si l’on ne possède pas de données sur la zone de virage mais uniquement le p''K''<sub>i</sub>, on estime alors qu’une espèce prédomine sur l’autre lorsque la concentration de la première est dix fois supérieure à celle de la seconde<ref>Wyn Locke (trad. C. Jacoboni), [http://www.univ-lemans.fr/enseignements/chimie/01/deug/CHIM105B/indicator.html Indicateurs acido-basiques et titration], université du Mans.</ref>. Cela se reflète par une variation d’une unité de pH autour du p''K''<sub>i</sub>.

=== Teinte sensible ===

La teinte sensible est le nom donné à la couleur que prend la solution dans la zone de virage. Souvent, cette couleur correspond au mélange additif des couleurs des formes mises en jeu. Exemple : le bleu de bromothymol (image) a une teinte sensible verte, superposition des couleurs jaune acide et bleue basique. Certains indicateurs peuvent avoir une transition par l’incolore, à cause d’effets électroniques supplémentaires, de présence d’une troisième forme intermédiaire ou encore à cause d’une perte d’énergie de l’indicateur.

== Aspects techniques ==
=== Nature acido-basique des indicateurs ===

Un indicateur coloré peut être considéré comme un couple [[acide faible]]/[[base faible]] (selon la définition de l’acidité de Brönsted)<ref>Jacques Mesplède, Jérôme Randon, ''100 manipulations de chimie générale et analytique'', Bréal, 2004, {{p.|46-48, 130-136}} {{ISBN|2-7495-0351-5}}.</ref>. On notera InH la forme acide d’un indicateur et In<sup>−</sup> sa forme basique. L’équilibre acide-base existant entre ces deux formes est donc : <math display="block">\rm InH \rightleftharpoons In^- + H^+</math> et la [[constante d’acidité]] associée est <math display="block">K_\text{i} = \rm\frac{\left[In^- \right]\left[ H_3O^+ \right]} {\left[ InH \right]}</math>où [X] est la concentration de l’espèce X en mol.l<sup>−1</sup>

On utilise plus souvent le p''K''<sub>i</sub> qui est égal au [[cologarithme]] décimal du ''K''<sub>i</sub> : <math>\mathrm pK_\text{i} = -\log K_\text{i}</math>
Chaque indicateur est caractérisé par le p''K''<sub>i</sub> de son couple ou par plusieurs p''K''<sub>i</sub> s’il s’agit d’un [[polyacide]].

;Détermination expérimentale du p''K''<sub>i</sub> d'un indicateur coloré<ref name="BUP"/>{{,}}<ref>Sabine Chierici et Olivier Thomas, ''Fascicules de TP de chimie inorganique'', UE CHI232, ''Chimie expérimentale'', UJF, 2006.</ref>

Les mesures [[spectrophotométrie|spectrophotométriques]] permettent de déterminer expérimentalement le p''K''{{ind|i}} d’un indicateur coloré.

D’après la [[loi de Beer-Lambert]], l’[[absorbance]] ''A'' (sans unité) d’une solution, mesurée au moyen d'un [[spectrophotomètre]] ou [[colorimètre]], est proportionnelle à :
* un coefficient d’absorption molaire ''ε<sub>λ</sub>'' intrinsèque à la substance et à une longueur d’onde ''λ'' (en cm<sup>−1</sup>.l.mol<sup>−1</sup>) ;
* l’épaisseur ''l'' de solution traversée par le rayon de l’appareil (en cm) ;
* la concentration ''c'' de la substance absorbante (en mol.l<sup>−1</sup>) :<math display="block">A = \epsilon_{\lambda}\cdot l \cdot c</math>

D’autre part, la définition originelle de l’absorbance est :<math display="block">A = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _1}}</math>

''Φ''<sub>0</sub> et ''Φ''<sub>1</sub> sont les [[flux lumineux]] incident et transmis lors du passage dans le spectrophotomètre.

Si le faisceau de l’appareil traverse deux solutions de coefficient ''ε''<sub>''λ''(1)</sub> et ''ε''<sub>''λ''(2)</sub> et de concentrations ''c''<sub>1</sub> et ''c''<sub>2</sub>, on a :

<math display="block">A_{\rm InH} = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _1}} = \epsilon_{\lambda_1}\cdot l \cdot c_1</math><math display="block">A_{\rm In^-}  = \log {\frac{\Phi _0}{\Phi _2}} = \epsilon_{\lambda_2}\cdot l \cdot c_2</math>

Étant donné que l’absorbance est une grandeur additive, on a finalement :
<math display="block">A = A_{\rm InH} + A_{\rm In^-} = \left( \epsilon_{\lambda_1} \cdot c_1 + \epsilon_{\lambda_1} \cdot c_2 \right) \cdot l</math>

[[Image:Absorbances des formes du BBT.jpg|vignette|Courbes d'absorbances des différentes formes du BBT.]]
Appliquons donc ce principe aux indicateurs colorés. En exploitant les courbes d'absorbance des différentes formes d'un indicateur coloré, réalisées expérimentalement, on détermine la longueur pour laquelle la différence d’absorbance entre les deux formes de l’indicateur est la plus grande.

Par la suite, on détermine l’absorbance à cette longueur d’onde d’une nouvelle solution, tamponnée à un pH proche de celui attendu pour le p''K''{{ind|i}}. On peut utiliser les relations de Beer-Lambert pour chacune des deux solutions acides et basiques pour déterminer les coefficients d’absorption et ensuite déterminer par le calcul la concentration de chaque forme de l’indicateur :
* <math>c = \left[\mathrm{InH}\right] + \left[\mathrm{In}^-\right]</math> : concentration analytique totale connue de l’indicateur, valable à tout instant ;
* <math>A_{\mathrm{InH}\mathrm{}} = \epsilon_{\lambda_{\mathrm{(InH)}\mathrm{}}}\cdot l \cdot \left[ \mathrm{InH}\mathrm{} \right] \approx  \epsilon_{\lambda_{\mathrm{(InH)}\mathrm{}}}\cdot l \cdot c</math> : absorbance de la solution acide ;
* <math>A_{\mathrm{In}^-} = \epsilon_{\lambda_{(\mathrm{In}^-)}}\cdot l \cdot \left[\mathrm{In}^- \right] \approx \epsilon_{\lambda_{(\mathrm{In}^-)}}\cdot l \cdot c</math> : absorbance de la solution basique.

L'absorbance de la solution en milieu tamponné, où les deux formes cohabitent, est donc donnée par :

<math display="block">A = A_{\mathrm{InH}} + A_{\mathrm{In}^-} = \frac{A_{\mathrm{InH}}  \cdot \left[ \mathrm{InH} \right]}{c} +\frac{A_{\mathrm{In}^-}  \cdot \left[\mathrm{In}^-\right]}{c}</math>

d'où <math>A \cdot c = A_{\mathrm{InH}}  \cdot \left[ \mathrm{InH} \right]+ A_{\mathrm{In}^-}  \cdot \left[\mathrm{In}^-\right]</math> en se servant de  <math>c = \left[\mathrm{InH}\right] + \left[\mathrm{In}^-\right]</math> on obtient :

<math display="block">\left[ \mathrm{InH} \right] \cdot(A- A_{\mathrm{InH}}) =  \left[ \mathrm{In}^- \right] \cdot(A_{\mathrm{In}^-} - A)</math>

Reste à déterminer le p''K''{{ind|i}} du couple InH/In{{exp|−}} :

<math display="block">K_\text{i} = \rm\frac{ \left[ In^- \right]_{tampon} \left[ H_3O^+ \right]_{tampon}}
{\left[ InH \right]_{tampon}}</math> et donc <math display="block">\mathrm pK_\text{i} = \rm\mathrm{pH_{tampon}} - \log {\frac{ \left[ In^- \right]_{tampon}}
{\left[ InH \right]_{tampon}}}</math><math display="block">\mathrm pK_{\text{i}} = \mathrm{pH_{tampon}} - \log {\frac{ A - A_{\mathrm{InH}}}
{A_{\mathrm{In}^-} - A}}</math>

=== Aspects mécanistiques ===

Une [[composé chimique|espèce chimique]] est colorée à partir du moment où elle peut absorber sélectivement des [[photon]]s à certaines longueurs d’onde du [[Lumière visible|spectre visible]]. Elle émet donc de la lumière visible. L’[[énergie]] d’absorption du composé est inversement proportionnelle à la longueur d’onde du maximum d’absorption, chaque longueur d’onde d’absorption correspondant à une [[longueur d'onde]] d’émission et donc à une couleur. Les molécules colorées sont constituées de l’association de deux types de groupements d’atomes :

==== Groupes chromophores ====

Ils permettent à la [[molécule]] de se situer à des énergies d’absorption proches du visible. Il s’agit le plus souvent de systèmes d’[[électron]]s [[Conjugaison (chimie)|conjugués]] (c’est-à-dire des alternances entre [[orbitale moléculaire|orbitales]] σ et {{nobr|orbitales π}}, n ou p). Chaque type de [[transition électronique]] (entre {{nobr|orbitales π}} liantes, n non liantes et π* antiliantes) correspond à des énergies d’absorption différentes<ref name="BUP">René et Éric Mahé, Didier Devilliers, « Expériences portant sur la notion d’indicateur coloré », ''[[Bulletin de l'union des physiciens]]'', {{n°|801}}, février 1998, {{p.|299-326}}.</ref> (tableau suivant) :

{|class="wikitable" style="text-align:center;"
! scope=col | Groupe chromophore
! scope=col | Transition électronique
! scope=col | Absorption maximale<br />''λ''<sub>max</sub> (nm)
|-
| style="text-align:left;" | Alcène C=C
| π → π*
| 180
|-
| style="text-align:left;" | Carbonyl C=O
| π → π*
| 180
|-
| style="text-align:left;" | Benzène C<sub>6</sub>H<sub>5</sub>
| n → π*<br />π → π*
| 277<br />200 - 255
|-
| style="text-align:left;" | Azo N=N
| n → π*
| 347
|-
| style="text-align:left;" | Nitroso N=O
| n → π*
| 665
|}

La [[longueur d'onde]] du maximum d’absorption augmente lorsque le nombre d’électrons délocalisés, et donc impliqués dans un système conjugué, augmente lui aussi<ref>Claudine Kahane, ''Fascicule de cours-TD-TP'', UE TRA122, ''Les couleurs en sciences'', TD2, [[Université Joseph Fourier|UJF]], 2006, {{p.|27-30}}.</ref>.

Lors d’un virage acide-base, un indicateur coloré change de forme. Sa nouvelle structure possède donc des énergies d’absorption différentes, sa couleur change.

==== Groupes auxochromes ====

Les électrons non partagés de groupes appelés auxochromes tels que –OH, –OCH<sub>3</sub>, –NH<sub>2</sub>, –Cl,
–N(CH<sub>3</sub>)<sub>2</sub>, peuvent se coupler aux groupements chromophores et ainsi influencer sur la couleur des molécules. C’est donc l’origine des différences entre les couleurs des composés présentant la même structure de base.

=== Catégories d'indicateurs de pH ===

Les indicateurs colorés acide-base classiques peuvent être classés principalement selon deux catégories<ref name="chimie des couleurs et des odeurs"/>{{,}}<ref>Danielle Cachau-Herreillat, ''Des expériences de la famille Acide-Base'', De Boeck, 2005, {{p.|71}}, 112-115, 132-136, 165-167, 326, 339-341.</ref> : ceux dérivant du [[triphénylméthane]] et ceux dérivant de l’[[azobenzène]]. Ces structures permettent un grand nombre de délocalisations d’{{nobr|électrons π}}, les groupements venant se greffer sur cette structure pouvant augmenter la conjugaison du système. 
[[Image:Triphenylmethane2.svg|vignette|Structure de base des indicateurs dérivants du triphénylméthane.]]

==== Triphénylméthane ====

Plusieurs [[groupe fonctionnel|groupes fonctionnels]] différents peuvent se positionner en ''[[position para|para]]'' sur les deux cycles principaux {{incise|voire le troisième assez rarement}} et ce, du fait de la délocalisation de la charge positive pouvant être portée par l'atome de [[carbone]] central du triphénylméthane. Il s’agit donc généralement de [[Base de Lewis|bases de Lewis]] possédant un doublet libre d’[[électron]]s, c'est-à-dire des composés [[azote|azotés]] ou [[hydrogène|hydrogénés]]. D’autres groupements peuvent se placer sur les autres positions des deux premiers cycles.

On peut parfois observer la présence d’un cycle [[lactone]] R-CO-O-R' entre la {{nobr|position 2"}} et l'atome de carbone central. C’est le cas des [[phtaléine]]s.

Un cycle [[sulfonate]] R-SO<sub>2</sub>-O-R' est quant à lui présent entre les mêmes positions dans les molécules du [[bleu de bromothymol]], de [[bleu de bromophénol|bromophénol]], du [[vert de bromocrésol]]{{etc.}} Ces composés sont regroupés au sein d’une famille appelée les « [[sulfonephtaléine]]s » (ou simplement « sulfones », dans un contexte d’indicateurs de pH).

{|class="wikitable" style="text-align:center;"
! scope=col style="width:15em;"|Nom \ Position
! scope=col style="width:3em;" |2"
! scope=col style="width:3em;" |2
! scope=col style="width:3em;" |3
! scope=col style="width:3em;" |4
! scope=col style="width:3em;" |5
! scope=col style="width:3em;" |2'
! scope=col style="width:3em;" |3'
! scope=col style="width:3em;" |4'
! scope=col style="width:3em;" |5'
|-
| style="text-align:left;" | Bleu de bromothymol
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup> || Me || Br || OH || MeEt || Me || Br || OH || MeEt
|-
| style="text-align:left;" | Bleu de bromophénol
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup> || H || Br || OH || Br || H || Br || OH || Br
|-
| style="text-align:left;" | Vert de bromocrésol
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup> || Me || Br || OH || Br || Me || Br || OH || Br
|-
| style="text-align:left;" | Rouge de crésol
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup> || H || Me || OH || H || H || Me || OH || H
|-
| style="text-align:left;" | Phénolphtaléine
| CO<sub>2</sub><sup>−</sup> || H || H || OH || H || H || H || OH || H
|-
| style="text-align:left;" | Thymolphtaléine
| CO<sub>2</sub><sup>−</sup> || Me ||  H || OH || MeEt || Me || H || OH || MeEt
|-
| style="text-align:left;" | Vert de malachite
| H	|| H || H || NMe<sub>2</sub> || H || H || H || NMe<sub>2</sub> || H
|}

[[Image:Azobenzene general.svg|vignette|260px|Structure de base des indicateurs dérivants de l'azobenzène.]]

==== Azobenzène ====

Nombreuses sont les molécules colorées qui ont pour structure de base celle du 1,2-diphénylazène, plus connu sous le nom d’azobenzène. Toutefois, ces composés sont bien plus connus en tant que teintures ou colorants que par leurs propriétés halochromiques. Ces molécules sont dites azoïques. De manière analogue aux dérivés du triphénylméthane, des groupements peuvent se positionner en para principalement puis en [[Nomenclature des molécules organiques#Cas des dérivés du benzène disubstitué|ortho]] et [[Nomenclature des molécules organiques#Cas des dérivés du benzène disubstitué|méta]].

Parmi ces groupements, on peut trouver d’autres cycles, par exemple, pour former des [[naphtalène]]s mais aussi d’autres groupes azoïques. Ces derniers engendrent des molécules qualifiées de diazoïques.

Seuls les indicateurs présents dans le tableau ci-dessous sont réellement utilisés malgré le grand nombre de molécules de ce type.

{|class="wikitable" style="text-align:center;"
! scope=col style="width:15em;"|Nom \ Position
! scope=col style="width:3em;" |2
! scope=col style="width:3em;" |3
! scope=col style="width:3em;" |4
! scope=col style="width:3em;" |5
! scope=col style="width:3em;" |4'
|-
| style="text-align:left" | Hélianthine
| H
| H
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup>
| H
| NMe<sub>2</sub>
|-
| style="text-align:left" | Rouge congo
| NH<sub>2</sub>
| colspan="2"| naphtyl
| SO<sub>3</sub><sup>−</sup>
| ''sym''
|-
| style="text-align:left" | Rouge de méthyle
| CO<sub>2</sub>H
| H
| H
| H
| NMe<sub>2</sub>
|-
| style="text-align:left" | Jaune de méthyle
| H
| H
| NMe<sub>2</sub>
| H
| H
|-
| style="text-align:left" | Jaune d'alizarine R
| H
| CO<sub>2</sub>H
| OH
| H
| NO<sub>2</sub>
|}

==== Autres composés halochromiques ====

Il existe d’autres types d’indicateurs colorés. On peut citer :
* les [[Anthocyane|anthocyanines]] : présentes dans la nature, notamment dans le chou rouge, mais aussi dans certaines fleurs ([[bleuet des champs|bleuet]], [[delphinium]]{{etc.}}) ou dans plusieurs baies ([[myrtille]]s) ;
* quelques dérivés de l’[[anthracène]], le xanthène, la [[pyridine]] ou d’autres composés polycycliques ;
* quelques composés aromatiques nitratés tels que les nitrophénols, nitrobenzènes ou nitrotoluènes ;
* d’autres composés atypiques, souvent naturels et dérivant parfois des anthocyanes.

Mais seuls les dérivés du triphénylméthane et de l’azobenzène sont utilisés en chimie à titre d’indicateur acido-basique.

== Applications ==
=== Titrages par indicateurs colorés ===

{{article détaillé|Titrage par indicateurs colorés}}
Les indicateurs changeant de couleur en fonction du pH, ils servent donc à repérer l’équivalence lors d’un [[titrage]] acido-basique. Considérons le titrage d’un acide AH par une base B ou de la base B par l’acide AH. La réaction acido-basique est la suivante :

<math display="block">\rm AH + B \rightarrow A^- + BH^+</math>

Elle résulte des deux demi-équations des couples AH/A{{exp|−}} et BH{{exp|+}}/B :
* <math>\rm AH \rightleftharpoons A^- + H^+</math> ou <math>\rm AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+</math> de constante d'équilibre <math>K_{\text{A}_\mathrm{AH/A^-}}=K_{\text{A}_1}= \rm\frac{\left[ A^- \right] \left[ H_3O^+ \right]}{\left[AH\right]}</math>
* <math>\rm BH^+ \rightleftharpoons B + H^+</math> ou <math>\rm BH^+ + H_2O \rightleftharpoons B + H_3O^+</math> de constante d'équilibre <math>K_{\text{A}_\mathrm{BH^+/B}}=K_{\text{A}_1}= \rm\frac{\left[ B \right] \left[ H_3O^+ \right]}{\left[BH^+\right]}</math>

Par une étude analytique, on peut déterminer des relations entre le pH à l’équivalence, les concentrations des espèces mises en jeu et le p''K''{{ind|A}} des couples.
{|class="wikitable" style="text-align:center;"
! scope=col | Type de titrage
! scope=col | Exemples<br />de AH
! scope=col | Exemples<br />de B
! scope=col | pH à l'équivalence
|-
| style="text-align:left" | Acide faible de concentration ''c'' par base forte
| RCOOH,<br />HXO, NH<sub>4</sub><sup>+</sup>
| HO<sup>−</sup>, NH<sub>2</sub><sup>+</sup> <br />alcoolate…
| <math>\mathrm{pH} = \frac{1}{2} \mathrm pK_{\text{A}_1} + \frac{1}{2} \mathrm pK_{\text{E}} +\frac{1}{2} \log {c}</math>
|-
| style="text-align:left" | Base faible de concentration ''c'' par acide fort
| HX, HXO<sub>4</sub>,<br />HNO<sub>3</sub>
| RCOO<sup>−</sup>,<br />CO<sub>3</sub><sup>2−</sup>, NH<sub>3</sub>…
| <math>\mathrm{pH} = \frac{1}{2} \mathrm pK_{\text{A}_2} -\frac{1}{2} \log {c}</math>
|-
| style="text-align:left" | Acide fort par base forte ou base forte par acide fort
| HX, HXO<sub>4</sub>,<br />HNO<sub>3</sub>
| HO<sup>−</sup>, NH<sub>2</sub><sup>+</sup> <br />alcoolate…
| <math>\rm pH = 7</math>
|}

[[Image:Exemple dosage acide faible base forte.jpg|vignette|Titrage de l'acide acétique {{unité|0,1 M}} par la soude {{unité|0,1 M}}. pH en fonction du volume versé.]]
Une fois l’indicateur coloré adéquat choisi de manière que sa zone de virage contienne le pH du point équivalent (PE)<ref>Bénédicte Nowak-Leclercq, Jean-François Le Maréchal, ''La chimie expérimentale - chimie générale'', {{coll.|Sciences Sup.}}, Dunod, Paris, 2000, p. 139-148 {{ISBN|2-10-048461-3}}.</ref>, on peut donc réaliser un titrage par indicateur coloré.

;Exemple d’un titrage d’acide faible par de la soude (cas le plus courant)
Le pH du PE se situant aux alentours de 9, on utilise quelques gouttes de phénolphtaléine (virage 8,2-10), ajoutées dans le mélange réactionnel. L’équivalence se repère donc par le changement de couleur. La solution titrée est incolore dans la première partie de la manipulation. On ajoute progressivement de la soude et la solution passe au rose à l’équivalence, c’est-à-dire lorsque acide et base sont dans les proportions stœchiométriques.

Les indicateurs colorés doivent posséder une absorbance particulièrement grande, même présent en petite quantité (ce qui est le propre d'un indicateur). Ainsi, on peut les utiliser dans les titrages à une concentration pouvant descendre jusqu’à {{unité|e=-6|M}}. On est donc certain, dans ces conditions, de pouvoir apercevoir le virage sans jamais influencer sur le pH de la solution, même si l’indicateur reste un couple acide-base. Quelques gouttes d’un indicateur peuvent finalement colorer des dizaines de mL de solution.

=== Colorants ===
[[Image:Helianthine flacon.jpg|vignette|150px|Flacon d'hélianthine en ''teinture''.]]
Quelques-uns des indicateurs les plus courants sont aussi utilisés en tant que [[colorants organiques]] (textiles notamment). On peut citer le bleu de bromothymol, qui peut être utilisé comme colorant bleu ou jaune, ou le vert de malachite, qui est utilisé comme colorant vert<ref>Sabine Chierici, ''Fascicules de TP de chimie organique'', UE CHI232, ''Chimie expérimentale'', [[Université Joseph Fourier|UJF]], 2006.</ref>.

Chez la plupart des fournisseurs<ref>[http://www.acros.com Acros Organics] (laboratoires, établissements scolaires), [http://www.jeulin.fr Jeulin] (établissements scolaires), [http://www.pierron.fr Pierron] (établissements scolaires, particuliers){{etc.}}.</ref> les indicateurs colorés sont par ailleurs vendus sous le nom explicite de « [[teinture]] » lorsqu'ils sont en solution<ref>Les indicateurs peuvent aussi être vendus directement en poudre (sels de sodium le plus souvent).</ref> (photo ci-contre).

=== Autres utilisations ===
* Les indicateurs colorés servent en chimie, outre leur utilisation pour les dosages, pour déterminer rapidement l'acidité ou la basicité d'un milieu. On préférera dans ce cas les utiliser sous la forme d'un [[#Papier pH|papier pH]].
* Le [[rouge de phénol]] peut être utilisé par tous pour tester le pH des piscines<ref>[http://membres.lycos.fr/tpe2001ph/tpe.htm Comment mesurer le pH d'une solution ?] sur un site personnel consacré à un TPE.</ref>. Il est souvent vendu en petits flacons et est accompagné d'une échelle de teintes (zone de virage du jaune au rouge) permettant de déterminer qualitativement le pH de l'eau.
* Quelques indicateurs possèdent aussi des propriétés biologiques, c'est le cas du [[bleu de bromophénol]].

=== Limites d'utilisations ===
Les indicateurs colorés doivent être utilisés en très faibles quantités dans les mesures de pH car ils restent des composés acides ou basiques risquant d'influencer sur le pH de la solution. C'est pour cela qu'ils doivent posséder une grande absorbance. Ils ne peuvent être utilisés dans des solutions destinées à la consommation, du fait de leur toxicité, et ce, malgré leur faible concentration. De leur côté, les [[#Indicateurs naturels de pH|indicateurs naturels]] possèdent souvent des zones de virage très larges qui empêche toute utilisation pour une mesure de pH précise ou un dosage.

== Mélanges d'indicateurs ==
=== Indicateur universel ===
[[Image:Indicateur acnantes ind114.jpg|vignette|250px|Un ''indicateur universel naturel'' : le jus de chou rouge.]]
{{article détaillé|Indicateur universel}}
Le terme indicateur universel désigne un mélange d’indicateurs colorés qui a pour vocation de changer de couleur graduellement en fonction du pH. On peut ainsi obtenir rapidement une idée sur le pH d’une solution, plus précisément qu’un indicateur qui possède une, voire deux zones de virage.

;Composition<ref>Bruno Fosset, Christine Lefrou, Arlette Masson, et Christophe Mingotaud, ''Chimie physique et expérimentale'', Ermann, 2000, {{p.|95-97}}.</ref>

Il existe une composition « classique » de l’indicateur universel. Elle constitue la plupart des solutions pour papiers pH variant de 0 à 14. Voici les constituants de ce mélange :
* phénolphtaléine ;
* rouge de méthyle ;
* phénol-4,4'-(3h-2,1-benzoxathiol-3-ylidène)bis-2-bromométhyl-6-(1-méthyléthyl)-S,S-dioxyde ;
* phénol-4,4'-(3h-2,1-benzoxathiol-3-ylidène)bis-5-méthyl-2-(1-méthyléthyl)-S,S-dioxyde ;
* [[solvant]] : eau/méthanol/propan-1-ol.

;Échelle de teintes

Un indicateur coloré universel possède aussi la particularité de suivre les couleurs du spectre de la lumière blanche lorsque le pH augmente.

{| class="wikitable" border="1" cellpadding="2" style="text-align:center"
! scope=row | Couleurs de l'indicateur universel 
| bgcolor=red|''forme très acide''<br />'''rouge'''
| bgcolor=orange|''forme acide''<br />'''orange'''
| bgcolor=yellow|''forme acide''<br />'''jaune'''
| bgcolor=green|''forme neutre''<br />'''vert'''
| style="background:blue; color: white" |''forme basique''<br />'''bleu'''
| style="background:purple; color: white" |''forme très basique''<br />'''violet'''
|}

Certains indicateurs se rapprochent des indicateurs universels en possédant plusieurs zones de virage. C’est le cas, par exemple, d’un indicateur naturel, le chou rouge.

[[Image:Papier pH.jpg|vignette|Rouleau de papier pH.]]

[[Image:PH indicator paper.jpg|vignette|Bandelettes de test de pH.]]

=== Papier pH ===
Le papier pH est en fait un papier spécial qui est imbibé d’un [[indicateur universel]]. Lorsque l’on trempe un morceau de papier pH dans une solution, il prend la tonalité correspondant au pH du milieu. Il est utilisé dans les laboratoires de chimie, mais aussi dans le cabinet des [[Médecine générale|médecins généralistes]] qui l’utilisent, par exemple, pour vérifier l’acidité de l’urine.

Il est possible par ailleurs d'imbiber une bande de papier de n'importe quel indicateur — sans qu'il soit nécessairement un indicateur universel — puis d'ajouter quelques gouttes de la solution désirée sur cette bande. Cette technique est utilisée pour observer le changement de couleur sans avoir à mélanger l'indicateur au milieu, les indicateurs colorés étant souvent toxiques ou nocifs. Le [[papier tournesol]] est un exemple de papier n'utilisant pas d'indicateur universel. Il indique l'acidité par une couleur rouge et la basicité par une couleur bleue. Les chimistes, à l'époque de Lavoisier utilisaient déjà une teinture de tournesol ou du sirop de violette<ref>Indicateur de pH décrit par [[Robert Boyle]] en 1663 lorsque ce chimiste donne le premier [[protocole expérimental]] de test d'acidité ; après le dépôt de quelques gouttes de sirop sur un papier blanc puis le dépôt d'une substance acide sur le papier, si la tache de sirop passe du violet au rouge, le test permet de distinguer l'acidité de l'alcalinité d'une substance. Cf {{ouvrage|auteur=[[René Taton]]|titre=Histoire générale des sciences|éditeur=Presses universitaires de France|date=1969|passage=362}}.</ref> comme indicateur de pH<ref>[http://www.discip.ac-caen.fr/phch/lycee/premiere/lavoisier/lavoisiertexte.htm Extraits] de texte d'[[Antoine Lavoisier]] proposant en 1783, à l'Académie, un mémoire sur la composition de l'eau (consulté le 6 février 2011).</ref>.

=== Crayon pH ===

Le papier pH est utilisé pour donner le pH d’un liquide. Pour déterminer le pH d’un solide, un « crayon pH » peut être utilisé ; ce crayon s’utilise sur le papier, textile, bois, ciment, bitume, batterie, peau, plastique, céramique, métal{{etc.}} Il faut passer un coup de crayon sur la surface et attendre quelques secondes. La couleur obtenue indique le pH.
{{clr}}

== Notes et références ==

{{Références}}

== Bibliographie ==

* {{en}} Edmund Bishop, ''Indicators'', Pergamond Press, Oxford, New York, 1972 {{ISBN|0-08-016617-2}}.
* {{en}} Ferenc Szabadvary, [http://jchemed.chem.wisc.edu/journal/Issues/1964/May/index.html ''Indicators: A historical perspective''], ''J. Chem. Educ.'', 1964, 285{{nb p.}}

== Voir aussi ==

{{Autres projets
|commons=Category:PH indicators
|commons titre=les indicateurs de pH
}}

=== Articles connexes ===

* [[Potentiel hydrogène]]
* [[Réaction acido-basique]]
* [[Titrage]] :
** [[Titrage colorimétrique]]
** [[Point d'équivalence]]

=== Liens externes ===
{{Liens}}
* [http://sbeccompany.fr/sciences/chimie/indicateurs_sts.pdf Dossier complet] {{pdf}} sur les indicateurs colorés, sur ''http://sbeccompany.fr''.
* Expérimenter le [http://wiki.scienceamusante.net/index.php?title=Jus_de_chou_rouge jus de chou rouge], sur ''http://scienceamusante.net''.

{{Palette|Indicateurs colorés}}
{{Portail|chimie}}

{{Bon article|vote=BA|oldid=20714778|date=19 septembre 2007}}

[[Catégorie:Indicateur de pH|*]]
[[Catégorie:Chromisme]]