LE

+ ions hydrogène (H) à une solution contenant des ions

hydroxyle (O0 H) on a la réaction

(i)+ (on)= (on)

qui se continue jusqu'à ce qu'il ne reste plus en pré-

+ sence que de très faibles quantités d'ions (H) et d'ions

(H O ) mesurant la dissociation électrolytique de l'eau. La réunion de ces deux sortes d'ions pour donner des molécules électriquement neutres est ce qu'on appelle: le phénomène de la neutralisation.

Lorsqu'on neutralise un acide fort, c'est-à-dire un acide presque entièrement dissocié la réaction suivante

sera seule à se produire

(a +11) + (oi + M) = HOH + (1 + 1)

Dans le cas des acides faibles, par conséquent peu

+ = dissociés, les ions (H) libres, s’uniront aux ions (OH) de la base pour donner l’eau suivant l'équation précé-

. dente. Les molécules de l'acide restant, non primitivement ionisées, se dissocieront à leur tour et les ions

rendus libres suivront - la réaction générale en pré-

sence des (OH) de la base. La neutralisation se continuera ainsi par étapes successives et instantanées jusqu'à ce que tous les ions hydrogène de l'acide soient * transformés en neau par union avec les ions hydroxyle

de la base neutralisante.

Me

L'addition d'une base de titre connu dans une so- Jution acide de titre inconnu jusqu'à l'obtention du phénomène de la neutralisation permet donc de con-

naître la concentration de cette solution acide. Mais

le nombre d'ions (HO), ou si on veut la quantité de

base à ajouter pour saturer les ions, (H) de l'acide indiquera dans les cas des acides faibles, une acidité tolale qui sera loin d'être en rapport avec l'acidité réelle du moment caractérisée par le nombre d'ions hydrogène libres. Or, dans toutes nos expériences les acides qui prennent naissance sont précisément des acides faibles, la méthode de détermination de l'acidité des solutions par la neutralisation à l'aide d'une base titrée ne pouvait donc pas être employées pour mesurer l'acidité réelle des solutions sucrées après l’irradiation par les

rayons ultra-violets (1). La connaissance du nombre

des ions (H) libres, dont l'action catalytique est bien connue présentait cependant un certain intérêt pour

nos recherches. Nous avons alors songé à employer,

(1) Pratiquement le moment où tous les (H) d’une solution acide à titrer sont combinés avec les (O0 H) de la base de titre connu employée pour la neutralisation est donné par le changement de teinte d’un indicateur acidimétrique préalablement ajouté à la liqueur à doser.

Ces indicateurs doivent être des é/ectrolytes présentant lorsqu'ils ne sont pas dissociés une couleur différente d'au moins un de leurs ions. La théorie classique des indicateurs colorés (Nernst Traité de Chimie générale T II p. 106, Victor Henri. Chimie physique biologique T Il.) montre que l'utilisation d'un indicateur n'est possible en acidimétrie que s'il est un acide à peine dissocié, mais aussi un acide moins fort que celui à titrer. Cette dernière condition peut très bien ne pas être réalisée avec les acides qui prennent naissance à partir de la molécule des sucres pendant sa dégradation sous l'influence des rayons ultra-violets.

ss ÈS

vf EME N TR ex

0/1. DEPrTTE

NME CT ETS LOUE

ARS PR pe

TA