Detection d'amidon avec une solution iodée

[invite710528b4]

Bonjour à tous,

Je suis en train de chercher des idées de TP à faire et je me demandais s'il était possible d'utiliser la réaction amidon-iode pour faire une analyse "quantitative" de la concentration d'amidon de plusieurs échantillons.
Je sais que pour détecter s'il y en a ou pas, c'est très facile, mais ce qui m'intéresserait, serait de constater une différence de couleur entre plusieurs échantillons qui en contiennent (voire les analyser au spectro, moyennant une droite étalon).
Donc, pour résumé, est-ce que ça devient tout de suite tout bleu foncé lorsqu'il y en a ou y a-t-il une gradation mesurable ?

Merci d'avance pour vos conseils
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[moco]

La réactivité de l'amidon avec l'iode est telle, que les moindres traces d'amidon et d'iode produisent une coloration bleue.

Ceci dit, ton idée n'est pas sotte. Tu préparerais une solution de iode dans de l'eau pure, sans trace de KI, simplement en chauffant de l'iode dans de l'eau, jusqu'à ce que tu observes une coloration brune. Puis tu laisses refroidir.
Ensuite tu préparerais une solution contenant par exemple 0.100 g d'amidon par litre d'eau bouillante. A froid il ne se dissout pas. Tu laisses refroidir. Tu prépares ensuite des dilutions de cette solution d'amidon, en en diluant
- 10 mL avec 10 mL eau --> Tu obtiens la dilution S1 (à 0.05 g/L)
- 10 mL avec 40 mL eau --> Tu obtiens la dilution S2 (à 0.02 g/L)
- 10 mL avec 90 mL eau --> Tu obtiens la dilution S3 (à 0.01 g/L)

Tu prends 20 mL de chacune de ces trois dilutions. Et tu ajoutes le 20 mL de la solution d'iode de départ. Tu mesures l'absorbance de chaque dilution. Si toutes sont trop foncées pour être mesurées, tu dilues encore davantage, en faisant des S4, S5, ayant encore moins d'amidon par litre.

Attention toutefois à plusieurs choses. Essaie de faire une solution de iode assez volumineuse pour ne pas avoir à la refaire plus tard, car tu n'arriveras jamais à obtenir deux fois la même concentration en iode.

D'autre part, l'amidon est un denrée d'origine biologique. Si tu fais différentes solutions à partir de différentes flacons d'amidon, tu risques d'avoir des ennuis. Certains échantillons d'amidon donnent des couleurs plus ou moins violettes. Et enfin, l'amidon fermente facilement à l'air. Il ne faut donc pas conserver longtemps tes solutions d'amidon, mais les refaire de temps en temps.

[invite710528b4]

Salut Moco,

Merci pour ta réponse. J'en déduis que ce n'est pas quelque chose qui se fait habituellement avec cette réaction... mais effectivement, c'est à peu près comme tu l'as décris que je me l'imaginais.
Mon idée précise était celle-là :
Mettre en évidence l'action de la catalase de p-d-t sur le glucose et donc montrer la formation d'amidon.
Si j'en reste là, ce n'est pas très compliqué. La solution de départ ne réagit pas à l'iode. La solution finale réagit.
Maintenant, ce qui m'aurait intéressé, ça aurait été de montrer l'influence du pH, de la température, etc... sur l'activité enzymatique. Et donc, il faudrait que je puisse détecter des différences de concentrations.
A moins que... (j'y pense en écrivant ce poste), que je ne mesure que le temps qu'il faut pour que ça devienne bleu. Le temps pourrait constituer une indication de l'activité aussi intéressante que la concentration...
Il faut que je cogite encore, mais merci déjà pour les idées...
Faire une droite d'étalonnage pourrait d'ailleurs aussi constituer un TP en soi...

[moco]

Moi je me lancerais dans une recherche moins problématique. Comme par exemple de déterminer le temps qu'il faut pour que la coloration apparaisse dans une réaction horloge.
Exemple. Tu fais les trois solutions suivantes, que vient de proposer le Journal of Chemical Education.
- 0.2 g FeCl3, 5 mL HCl conc, 45 mL eau
- 0.25 g. KI, 5 mg Na2S2O3, 50 mL eau
- 50 mL eau plus une pincée d'amidon.
Prélever trois volumes égaux de ces trois solutions, et les mélanger en démarrant un chronomètre. Attendre jusqu'à l'apparition subite et brutale de la coloration bleue : environ 20 secondes.
Dans ce mélange Fe3+ réagit lentement avec I- pour former du iode I2, mais ce iode est détruit très vite par le thiosulfate Na2S2O3. L'ennui, c'est qu'il y a très peu de ce thiosulfate. Quand il est épuisé, l'iode I2 n'est plus détruit sitôt formé, et colore la solution en bleu.

Tu peux faire varier toutes les concentrations. Si on double le thiosulfate, le temps de bleuissement doit doubler. Etc.

[A voir en vidéo sur Futura]

[invite710528b4]

Intéressant comme alternative. C'est vrai que ça pourrait être un sujet abordable à traiter. Je vais encore réfléchir et surtout, je crois que je vais aller un peu maniper pour voir ce que j'obtiens...

En tout cas, merci pour les conseils