Matières colorées

I- Introduction à la chimie des couleurs

1) Pigments et colorants

Les pigments sont des substances colorées où elles sont insolubles
Les colorants sont des substances solubles dans le solvant utilisé

→Si l'ont regarde avec un microscope une substance colorée par des pigments, il sera possible d'observer des grains de pigments, ce qui ne sera pas le cas pour une substance colorée par des colorants

Les pigments et colorants peuvent être naturels(l'espèce chimique est présente telle quelle dans la nature), synthétiques(elle peut être présente dans la nature, mais il est moins cher de la produire en laboratoire) ou artificiels(elle n'existe pas dans la nature).

Colorants et pigments ont un rôle central dans le monde actuel, car l'aspect visuel est un élément prépondérant pour nos achats, notre lieu de vie ou notre propre image !

2) Substances colorées

Absorbance


Le spectrophotomètre utilisé au labo.

Rappel : la lumière blanche naturelle est composée d'un spectre continu de longueurs d'ondes comprises entre 380nm et 780nm.
Une substance incolore laisse passer l'ensemble du spectre visible

Une solution paraît colorée car elle absorbe une partie du spectre qui la traverse.

Un spectrophotomètre envoie une lumière blanche sur un échantillon de solution colorée et mesure pour chaque radiation la proportion de lumière ayant traversé l'échantillon

 

La transmittance T d'une solution est le rapport entre l'intensité d'une lumière monochromatique incidente et l'intensité de cette même lumière une fois qu'elle a traversé cette solution.

On utilise plus souvent l'absorbance A qui est lié à la transmittance par Aλ= -log(Tλ).

Si l'on réalise cette mesure sur tout un ensemble de longueurs d'onde, on obtient alors un spectre d'absorbance.

Spectre du colorant E133 ("Bleu vif")

Spectre du Sulfate de cuivre

 

Couleur d'une substance colorée

La couleur apparente d'une substance colorée s'explique à l'aide de la synthèse soustractive vue dans la partie précédente.

On devine facilement la couleur du sulfate de cuivre au regard de son spectre ci-dessus : puisque les longueurs d'ondes supérieures à celles du vert sont absorbées, il a nécessairement une couleur bleue probablement proche du cyan (car le vert est peut absorbé).
Le bleu vif E133 est plus étonnant car sa couleur est difficile à différencier à l'oeil nu du sulfate de cuivre alors que sont spectre d'absorbance pourrait nous indiquer une couleur davantage magenta.

Mélange de substances colorées

De même que pour la couleur d'une substance colorée, la couleur d'un mélange de substances à la condition qu'elles ne réagissent pas entre elles se déduit de la synthèse soustractive des couleurs.
De même, leur spectre d'absorbance sera la somme des 2 spectres individuels

Image à venir, si j'ai le temps

3) Séparation de substances colorées : la chromatographie

C'est une méthode déjà abordée en 2nde : on dépose des tâches d'un produit que l'on souhaite identifier sur un support dont on ne dépose que la base dans un solvant : l'éluant
Chaque espèce espèce chimique migre le long du support à une vitesse qui lui est propre, ce qui permet de distinguer deux espèces de couleur identiques mais de nature différente.
Dans le cas du TP 05, cette méthode nous a permis de montrer que le colorant jaune autilisé à la surface des bonbons M&M's n'est pas le même que le colorant jaune généralement disponible au rayon pâtisserie des grandes surfaces.

II- Avancement d'une réaction

1) Introduction

On plonge 10-3mol de fer en poudre dans une solution de d'acide chlorhydrique (H+, Cl-) de concentration c = 5×10-2mol.L-1 et de volume v = 100mL.
Lors de la réaction un dégagement de dihydrogène H2 se produit et la couleur se teinte d'un vert clair, propre aux ions Fe2+.

  1. Établir l'équation de la réaction
  2. Quelle sera la concentration en ions H+ lorsque tous les atomes de fer auront été consommés par la réaction ?
  3. 3×10-4 de fer ont réagi. Combien reste-t-il d'ions H+ en solution ?
  4. x mol de fer ont réagi. Combien reste-t-il d'ions H+ en solution ?
  1. Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2
  2. La formule indique que pour 1 quantité de fer, il est nécessaire d'apporter 2 quantités d'ions H+, ce qui veut dire que pour consommer les 10-3mol de fer, il faudra utiliser le double, soit 2×10-3mol d'ions H+.
    Il restera donc au terme de la réaction chimique la quantité initiale d'ions H+ (soit nH+= c × v = 5×10-2 × 10-1 = 5×10-3 mol) diminuée de la quantité ayant réagi.
    Donc nHrestant= 5×10-3 - 2×10-3 = 3×10-3 mol
  3. De même, on en déduit que 6×10-4mol d'ions H+ ont été consommées et qu'il reste par conséquent nHrestant= 5×10-3 - 6×10-4 = 4,4×10-3 mol
  4. De même, si x mol de fer ont réagi, cela signifie que 2x mol d'ions H+ ont été consommées.
    Il reste donc nHrestant= 5×10-3 - 2x

2) Avancement d'une réaction

L'avancement x d'une réaction est la quantité de matière consommée d'un réactif R ayant un coefficient stoechiométrique égal à 1 dans la transformation chimique considérée.
Cette grandeur permet de réaliser un bilan de matière des réactifs consommés et des produits fabriqué lors de la transformation chimique à n'importe quel instant.

 

Exemple : TP07-Dosage du diiode contenu dans la bétadine
Les molécules de diiode I2 contenues dans la Bétadine réagissent avec les ions thiosulfate S2O32- pour produire des ions iodure I- et des ions tétrathionate S4O62-.
données :
CI2=2×10-3 mol.L-1   VI2=10mL
CS2O32-=3×10-3 mol.L-1   VS2O32-=10mL

L'équation de réaction est : I2 + 2 S2O32- → 2 I- + S4O62-

Tableau d'avancement :

I2 + 2 S2O32- 2 I- + S4O62-
Etat initial x=0 n0I2 n0S2O32- 0 0
Etat intermédiaire n0I2 - x n0S2O32- - 2x 2x x
Etat final x=xmax n0I2 - xmax
5×10-5
n0S2O32- - 2xmax
0
2xmax
3×10-4
xmax
1,5×10-4

Pour déterminer l'avancement xmax, il va falloir déterminer le réactif limitant : celui qui disparaîtra pour la plus petite valeur de x.

Pour le diiode :
n0I2 - xmax = 0
CI2×VI2 - xmax = 0
2×10-3×10-1 - xmax = 0
2×10-4 - xmax = 0
xmax = 2×10-4 mol

Pour les ions thiosulfate :
n0S2O32- - 2xmax = 0
CS2O32-×VS2O32- - 2xmax = 0
3×10-3×10-1 - 2xmax = 0
3×10-4 - 2xmax = 0
xmax = 1,5×10-4 mol

Le réactif limitant dans cette réaction est donc l'ion thiosulfate S2O32-.
L'avancement xmax sera donc 1,5×10-4 mol, ce qui permet de compléter (en vert) la dernière ligne du tableau d'avancement.

 

Application : Volume d'air nécessaire
Charles a acheté une bouteille de gaz contenant 10kg de butane. Il voudrait savoir si le dixygène contenu dans la classe pourrait suffire à consumer tout le butane.

Données nécessaires :

  • Volume de la salle ?
    →V = 3×9×6,6 m3
  • Quantité O2 dans la salle ?
    →ρair=1,2g.L-1
  • Composition air
    →O2 : 20%, N2 : 80%
  • Formule butane
    →C4H10
  • Equation de réaction
    2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O
  • Quantité butane
    nbutane=mbutaneMbutane

III- Géométrie des molécules et couleurs

1) Représentation de Lewis et formation des molécules

a) Doublets liants, doublets non liants

Rappels 2nde :
Les atomes ont tendance à se rapprocher de la structure électronique des gaz nobles qui leur sont le plus proche.
Ainsi l'oxygène, de structure O : (K)2(L)6 aura tendance à capturer 2 électrons pour se rapprocher de la structure du Néon (Ne : (K)2(L)8).

En se liant à d'autres atomes, l'oxygène "mutualisera" 2 de ses électrons avec 2 électrons de 1 ou 2 atomes différents, ce qui lui permettra de se rapprocher de la structure du néon.

Les 4 premiers électrons de la couche externe (L ou M) vont tout d'abord se répartir seuls autour de l'atome et les suivants commenceront à faire des doublets non liants.
Une fois tous les électrons placés, ceux restant seuls seront les électrons capables d'établir une covalente.
Un doublet liant sera la réunion de 2 électrons provenant de 2 atomes différents.

En représentation de Lewis un doublet non liant est représenté par une barre tandis qu'un électron seul est représenté par un point.

b) Les liaisons covalentes

Elles correspondent à la mise en commun par deux atomes de deux électrons, chaque atome fournissant un électron. Elle est schématisée par un trait :
Exemple :Deux atomes d'hydrogène vont mettre en commun leur électron pour créer une liaison covalente et former ainsi une molécule de dihydrogène H2 :

De même deux atomes d'oxygène mettront chacun deux électrons en commun pour former du dioxygène O2 :

c) Formules développée et semi-développée
Dans la formule développée, toutes les liaisons entre les différents atomes apparaissent.
Exemples :
le dioxyde de carbone CO2 :
l'aspirine C9H8O4 :

Dans la formule semi-développée, les liaisons avec les atomes d'hydrogène ne sont pas représentées.
Exemple : l'aspirine devient

c) Utiliser la représentation de Lewis pour prévoir la structure d'une molécule

Grâce à cette représentation, il est possible de prévoir combien de liaisons covalentes chaque atome est capable de former.
En effet, les atomes vont essayer de se rapprocher de la structure du gaz noble le plus proche en mettant en commun les électrons de leur couche externe (les couches internes ne comptent pas).
On va appliquer cette méthode à la molécule de dichlorométhane CH2Cl2.
  1. Je fais la liste de tous les atomes présents dans la molécule :

  2. Carbone C, hydrogène H, chlore Cl.
  3. J'écris la structure électronique de chaque atome :
    • Carbone : (K)2(L)4
    • Hydrogène : (K)1
    • Chlore : (K)2(L)8(M)7
  4. Je cherche le nombre de liaisons covalentes que l'atome doit établir pour se rapprocher de la structure du gaz noble le plus proche : il correspond au nombre d'électrons à acquérir
    • Carbone : il lui manque 4 électrons pour atteindre (L)8, il formera 4 liaisons covalentes
    • Hydrogène : il lui manque 1 électron pour atteindre (K)2, il ne formera qu'une liaison covalente
    • Chlore : il lui manque 1 électron pour atteindre (M)8, il ne formera qu'une liaison covalente
  5. Je représente tous les atomes avec les points qui représentent leurs électrons externes 
  6. Je place les liaisons covalentes de façon à ce que tous les atomes en aient le bon nombre que qu'ils soient liés entre eux 
  7. Finalement, je représente la formule brute : 

2) Isoméries

Deux molécules sont isomères l'une de l'autre si elles partagent la même formule brute.

On distingue plusieurs formes d'isoméries.

a. Isomérie de constitution

Le seul point commun de deux molécules isomères de constitution est leur formule brute commune :

 
 

b. Isomérie de substitution

Les deux molécules ont une structure semblable, mais un ou plusieurs groupements fonctionnels sont déplacés :

 
 

c. Isomérie Z/E

Deux molécules sont isomères Z/E l'une de l'autre si des groupements différents sont du même côté d'une liaison C=C (isomère Z) ou de côté opposé (isomère E).

 
 

Mécanisme de la vision :
L'isomérisation photochimique est la transformation d'un isomère Z en isomère E (et vice-versa) sous l'effet d'un rayonnement lumineux.

L'isomérisation du (Z)-11-rétinal est à l'origine du processus de la vision

3) Forme géométrique

Les doublets d'électrons se positionnent en s'éloignant au maximum les uns de façon à minimiser la répulsion électrique qui fait qu'ils se repoussent les uns les autres.
C'est cette répulsion qui explique la forme des liaisons : à partir de 4 doublets indépendants, la liaison se forme dans un tétraèdre.

Exemples :
Molécule Représentation de Lewis Doublets de l'atome central Répartition des doublets dans l'espace Modèle spatial Forme de la molécule
méthane
CH4
4 liaisons simples Molécule tétraédrique
ammoniac
NH3
3 liaisons simples
1 doublet non liant
Molécule pyramidale
eau
H2O
2 liaisons simples
2 doublets non liants
Molécule plane coudée
méthanal
CH2O
1 double liaison
2 liaisons simples
Molécule plane triangulaire

III- Molécules organiques et couleurs

1) Les molécules de la chimie organique

La chimie organique

La chimie organique est la chimie des composés naturels ou synthétiques contenant principalement les éléments carbone et hydrogène. On l'oppose généralement à la chimie minérale.

L'ensemble des atomes de carbone forme une chaîne carbonée qui constitue le squelette carbonné de la molécule.

Groupes caractéristiques

D'autres éléments, comme l'oxygène, le chlore, l'azote, le soufre, ... peuvent être présents dans les composés organiques : on les appelle hétéroatomes.
Ils constituent des groupes caractéristiques qui confèrent des propriétés caractéristiques aux différentes molécules.
On regroupe les molécules contenant un même groupe caractéristique en familles, amsi une même molécule peut appartenir à plusieurs familles !

Groupe caractéristique hydroxyle carbonyle amine carboxyle
Représentation
Famille alcool aldéhyde, cétone amine acide carboxylique

2) Squelette carbonné et couleur

a. groupes chromophores

Certains groupes sont capables d'absorber une partie de la lumière autour d'une longueur d'onde λmax caractéristique.
On les appelle des groupes chromophores.

Ces groupes chromophores sont constitués de doubles liaisons entre différents atomes.
Si ces chromophores sont isolés, l'absorption a lieu dans l'ultraviolet. La substance qui les contient semble donc incolore.

Chromophore
λmax 180nm 250nm 185nm 260nm

 

Doubles liaisons conjuguées

Dans une chaîne carbonée, lorsque 2 liaisons doubles sont séparées par une liaison simple, on dit qu'elle sont en position conjuguée

Dans une molécule on s'intéressera aux zones présentant une alternance ininterrompue de doubles liaisons conjuguées : on parlera de système de liaisons conjuguées.


La molécule de butan-1,3-diène présente 2 doubles liaisons C=C conjuguées.

La molécule de pentan-2,4-dione ne présente pas de liaisons conjuguées.
 

Plus une molécule comporte un nombre de doubles liaisons conjuguées important, plus sa longueur d'onde d'absorption maximale λmax sera élevé.

La molécule de bêta-carotène présente un grand nombre de doubles liaisons conjuguées, ce qui explique une forte absorption pour un λmax = 450nm.
Cette longueur d'onde correspondant à une couleur bleu-vert, la couleur apparente d'une substance contenant du bêta-carotène sera rouge-orangé.

3) Les indicateurs colorés

Les indicateurs colorés sont des molécules organiques dont le spectre d'absorption dans le visible dépend du milieur dans lequel ils se trouvent.

a. Influence du pH

Rappel : Le pH d'une solution correspond à son acidité.

acide basique
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

La structure d'un indicateur coloré acido-basique chagera en fonction du pH de la solution dans laquelle il se trouve.

Exemple : TP sur le chou rouge
La substance responsable de la couleur rouge des choux rouges est sensible au pH.
En fonction de la quantité de soude ajouté à une solution dans laquelle on a fait infuser un chou rouge, la couleur va changer, comme le montre cette mosaïque :


Crédits : R.Jeanjean, E. Simoens

C'est d'ailleurs le colorant que l'on retrouve dans certains assortiments apéritifs méditerranéens...

C'est également le même type de colorant présent dans les carottes colorées (cliquez sur l'image !)

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