Corps qui, dissous en très petite quantité dans un mélange réactionnel, indique ordinairement par un changement de couleur la fin de la réaction.

Il existe des indicateurs pour différents types de réaction : indicateurs de pH, pour les réactions acide-base ; indicateurs de potentiel redox, pour les réactions d’oxydoréduction ; indicateurs de molarité ionique...

Indicateurs de pH

Ce sont souvent des acides faibles ou des bases faibles organiques, pour lesquels l’acide et la base conjugués sont de couleurs différentes (indicateurs bicolores), l’une des formes pouvant être incolore (indicateurs unicolores). L’équilibre en solution aqueuse entre les formes acide et base de l’indicateur, par exemple
HIn + H₂O ⇄ In^– + H₃O⁺,
dépend du pH, et l’on a, comme pour tout acide faible,

K_i étant la constante d’acidité du couple HIn/In^–. Cette formule montre que le rapport [In^–]/[HIn] prend la valeur 1 pour pH = pK_i et que, dans l’intervalle (pK_i – 1, pK_i + 1), il passe de 1/10 à 10 ; c’est suffisant pour que la couleur de la solution soit complètement modifiée, passant de la couleur des molécules de l’indicateur, 10 fois plus nombreuses que les ions pour pH = pK_i – 1, à celle des ions, 10 fois plus nombreux que les molécules pour pH = pK_i + 1. En fait, le domaine de virage d’un indicateur s’étend sur 1,2 à 2 unités pH environ ; dans cet intervalle, la couleur varie graduellement, en passant, pour les bicolores, par une teinte sensible pour laquelle change la couleur dominante. Le virage des bicolores est plus net quand la concentration de l’indicateur est faible ; pour les unicolores, l’apparition de la teinte colorée dépend de leur concentration.

Indicateurs de potentiel d’oxydoréduction

Ce sont des systèmes redox, souvent des colorants organiques (benzidine, bleu de méthylène, phénosafranine...), quelquefois des systèmes minéraux (iode + empois d’amidon), dont les formes réduite et oxydée sont de couleurs différentes (on rencontre souvent ici des indicateurs unicolores). À cela près qu’il s’agit non plus d’échanges de protons, mais d’échanges d’électrons, leur théorie est semblable à la précédente : pour le couple In_red ⇄ In_ox + ne^–, l’équilibre entre les deux formes est régi par la formule de Nernst* :

E étant le potentiel d’oxydoréduction de la solution ; le virage de l’indicateur se produit au voisinage de E = E_o, E_o caractérisant l’indicateur (pour certains indicateurs, comme pour beaucoup de systèmes redox, E_o dépend du pH, qu’il importe de préciser).

Emploi des indicateurs

En chimie analytique quantitative, on utilise surtout des indicateurs précis de fin de réaction ; par exemple, lors du dosage d’un acide par une base, le pH éprouve, lorsque la quantité de base introduite correspond exactement à celle de l’acide présent, c’est-à-dire au point équivalent, une variation rapide de plusieurs unités ; si donc un indicateur coloré, dont la zone de virage est incluse dans cette variation, est présent dans la solution, il indiquera par un changement de couleur la fin exacte de la réaction. Il doit donc être convenablement choisi : ainsi, l’hélianthine convient pour doser la première acidité de l’acide phosphorique H₃PO₄, alors que la phtaléine ne vire que lorsque les deux premières acidités sont neutralisées (v. pH).

Une détermination approchée du pH d’une solution peut être obtenue, à 0,2 unité pH près, par colorimétrie, à l’aide d’une série convenable d’indicateurs ; plus simplement, une évaluation grossière mais rapide du pH est obtenue à l’aide d’un indicateur universel, mélange d’indicateurs choisis de façon que la couleur évolue graduellement d’un bout à l’autre de l’échelle des pH usuels ; pour cette évaluation, l’emploi de papier pH et de crayon pH est particulièrement commode.

R. D.

Nombre sans dimension permettant de résumer et de comparer numériquement les variations relatives, dans le temps ou dans l’espace, d’une même grandeur pouvant être mesurée ou, le plus souvent, estimée à différentes époques ou en différents lieux.