Le pH
Définition
Détermination du pH
pH de l'eau pure
Solutions neutres, acides, ou basiques
Acides FORTS: exemple le chlorure d'hydrogène
Bases FORTES: exemple, la soude
Définition :
L'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse est liée à sa concentration en ions hydronium H3O+ ; celle-ci étant toujours faible, on l'exprime sous la forme 10-x et on ne retient que x, qu'on appelle le pH de la solution :
(définition du pH)
Remarque mathématique :
logarithmes de quelques nombres simples : |
X |
10=101 |
100 |
1000 |
1 |
0,1=10-1 |
0,01 |
0,001 |
logX |
1 |
2 |
3 |
0 |
-1 |
-2 |
-3 |
logarithmes de quelques nombres intermédiaires, entre 1 et 10 par exemple : |
X |
1 = 100 |
2,15 = 101/3 |
3,16 = 10 =101/2 |
10 = 101 |
logX |
0 |
0,33 (1/3) |
0,5 (1/2) |
1 |
Remarque sur la précision de [H3O+], calculée à partir du pH :
Exemple : à partir de pH =3,2 on calcule [H3O+] = 6,30957 10-4 mol/LOr, le pH, arrondi ici à 2 chiffres, peut valoir réellement :3,15<pH<3,25 ce qui donne :5,6.10-4<[H3O+]<7,1.10-4 mol/LDonc, pour [H3O+], on retiendra 6.10-4 ou, à la rigueur 6,3.10-4 mais pas davantage de chiffres significatifs |
Détermination du pH :
 | Détermination approchée à l'aide d'indicateurs colorés : |
Un indicateur coloré est un corps qui possède la propriété d'avoir deux couleurs différentes suivant le pH de la solution à laquelle il est mélangé ; par exemple, le bleu de bromothymol est jaune pour pH<6 et bleu pour pH>7,6 ; entre ces deux valeurs, il a sa "teinte sensible", allant du vert-jaune au vert-bleu ; l'intervalle 6-7,6 est appelé "zone de virage de l'indicateur coloré".
Exemples de zones de virage, pour des indicateurs usuels :
| Indicateur | Teinte | Zone de virage | Teinte |
| Hélianthine | rouge | 3,1-4,4 saumon |
jaune |
| Bleu de Bromothymol | jaune | 6,0-7,6 vert |
bleu |
| Phénolphtaléine | incolore | 8,2-10 rose |
rouge violacé |
Des mélanges convenables d'indicateurs colorés constituent des indicateurs universels, permettant de mesurer le pH approximativement (à ~ une unité près) ; c'est le cas par exemple du papier pH.
| Mesure à l'aide d'un pHmètre : |
Un pHmètre est constitué :
 | d'une électrode de verre dont le potentiel dépend du pH de la solution |
| d'une électrode de référence dont le potentiel est constant (électrode au calomel par exemple) |
| d'un appareil électronique jouant le rôle d'un voltmètre, et mesurant la tension entre les électrodes, traduite ensuite en indication de pH |
pH de l'eau pure :
| Mesure : |
Le pH de différentes eaux (eaux minérales, eau distillée, eau du robinet...) se situe aux alentours de 7
Dans des laboratoires, on peut distiller de nombreuses fois de l'eau pour augmenter sa pureté ; son pH est alors, à 25°C,
| égal à 7,0 |
| Interprétation : |
Dans l'eau, se produit une réaction, appelée "autoprotolyse de l'eau", qui fabrique des ions hydroniums et des ions hydroxydes ; cette réaction est équilibrée par la réaction inverse, et très peu déplacée vers la droite :
| H2O + H2O <==> H3O+ + OH- |
Dans un litre d'eau pure, sachant que la masse molaire de l'eau est de 18g/mol, on trouve donc :
| ~ 56 moles de molécules H2O |
| 0,000 000 1 mole d'ions H3O+ |
| et 0,000 000 1 mole d'ions OH- |
Conclusion : l'eau pure contient surtout des molécules d'eau
elle contient aussi une faible quantité d'ions H3O+
et une quantité égale d'ions OH-
| Equilibre chimique de l'eau : |
La réaction d'autoprotolyse de l'eau, toujours très déplacée vers la gauche, se produit dans toute solution aqueuse ; mais, dans une solution quelconque, les quantités de H3O+et de OH- n'y sont plus égales, en général.
Pour toute réaction équilibrée, il existe une loi chimique, qui relie les concentrations des espèces chimiques présentes dans l'équation (à l'execption de l'eau) ; dans le cas de l'autoprotolyse de l'eau, cette loi s'écrit :
| [H3O+] x [OH-] = cte = Ke |
| Ke = 10-14 à 25°C |
| plus il y a de H3O+ dans une solution, et moins il y a de OH- (et inversement) |
| une solution où [H3O+] = [OH-] est dite neutre |