I. — RÉACTION DU MILIEU

On avait observé depuis longtemps, la difficulté d'expliquer d’une façon salisfaisante toute une série de phénomènes chimiques ou biologiques, où intervient la question d’acidité ou d’alcalinité du milieu.

Par exemple, le développement des levures, l’éthérification, l'inversion du sucre, etc. pouvant être modifiés dans un sens ou dans l’autre par le degré d'acudification. Des différences considérables avaient été observées selon les acides employés,‘ bien qu'ils fussent employés à concentrations moléculaires égales, c'est-à-dire à acidité égale au point de vue titration.

L'étude de la dissociation, ouverte par Ostwald a permis de se-rendre compte de ces différences. L'’mterprétation des résuïtats obtenus avec les difiérents acides put se faire à partir du jour où l'on s’aperçut que la dissociation des molécules était différente pour ces acides, bien que leur concentration fut la même.

La théorie et la pratique du pH sont maintenant universellement connues, néanmoins, je vais les rappeler brièvement.

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La distimction ancienne entre les acides forts et les acides faibles définis d’abord par les lois de Berthollet, puis par les lois de la thermochimie, s’établissait par la quantité d'une solution titrée alcaline qu'il fallait ajouter à ces acides pour les saturer. Cette saturation était marquée par le changement de couleur d'un indicateur coloré, papier de tournesol, teintures végétales, phénol-phtaléïne, elc.

Les bases fortes ou faibles se différenciaient par un procédé analogue : la neutralité était au point de virage de Tindicateur. Et l’on s'était bien aperçu que selon les indicateurs le point de neutralité d’une même solution était variable.

L'exemple suivant donné par Kopaczewski montre le déplacement apparent de la neutralité offert par la titration des solutions aqueuses d'acide phosphorique en présence de deux réactifs, méthyl-orange et phénol-phtaléine du phénol : il faut ajouter deux fois plus de soude caustique N/32 pour le virage de la phénol-phtaléine que pour le méthyl-orange.

D’autres exemples pourraient être donnés, en prenant des solutions aqueuses d’acides divers, mais contenant toutes une molécule-gramme d'acide. Les mêmes résultats variables seraient obtenus.

Ce qui détermine la réaction vraie d’un liquide (et c’est la seule qui importe pour les phénomènes vitaux), c'est la partie dissociée des molécules d'acide ou d'alcal. Les études de Beutner sur la dissociation électrique dans les substances organiques sont d'une importance capitale, car toutes les solutions aqueuses

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présentent des ions acides ou basiques libres possédant une énergie considérable. La présence de ces ions à l’état de concentration minime a donc une grande importance si l’on veut se souvenir que toutes les réactions vitales s'accomplissént très près du point de la neutralité.

Ces faibles concentrations me peuvent être établies par la méthode de titration. Les réactifs chimiques les plus sensibles que l’on possède, ne permettent pas cette opération. Ainsi la phénol-phtaléine qui commence à virer à pH 8,2 et l’héliantine à pH 3, laissent un espace dans lequel tout dosage devient impossibie.

Les raisons suivantes expliquent pourquoi il en est. ainsi. Les deux acides chlorhydrique et lactique en concentration N/20 par exemple, ont un degré d’acidité égal (quoique l’un soit considéré comme un acide fort et l’autre faible.) Ces corps ne sont pas contenus seulement dans les solutions à l’état de molécules, mais seront en parlie dissociés en ions «et cette 1onisation suivra les lois des équilibres chimiques et la loi de l’action des masses de Guldberg et Waage.

Elle est un phénomène reversible et l'on peut la

représenter de la façon suivante on

CH CHOH COOH * .CH5 CHOH COO + H + HCL +<e0 LH

Ostwald a montré, par ses expériences, que le degré d'acidité d’une solution aqueuse dépend exclusivement du nombre d'ions H qu'elle contient et que ce nombre

est conditionné par de degré de dissociation de l'acide envisagé (lequel degré est influencé d’ailleurs par la présence, dans les solutions, de certaines substances, en proportions variables avec l'acide envisagé). ’

Ce nombre d'ions libres est établi par la loi d'Arrhenius pour les faibles concentrations, loi s’exprimant ainsi (acide acétique pris comme exemple) :

(CH3 COOH) x (H ee 0 — K (constante de dissociation) CI COOH

ce qui veut dire que le rapport entre le produit de la concentration des ions ét la concentration en molécules entières est une constante. Cette constante K représente la constante de dissociation du corps envisagé.

Cette constante de dissociation varie selon les corps, mais reste la même pour un corps donné. Cette loi rend compte du phénomène observé que des volumes égaux de solution N/10 par exemple d’acides différents pourront neutraliser exactement un volume égal de soude caustique à N/10, ce qui s'explique puisqu'il y y a dans chaque solution acide Te même nombre de molécules d'acide. Cependant les solutions n'auront pas forcément la même acidité vraie puisque la constante de dissociation de ces acides n’est pas la même. Elle est plus élevée pour un acide fort que pour un acide faible. L’acide fort sera donc celui qui sera le plus dissocié.

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Voici quelques constantes de dissociations

Acide carbonique à 18° ...... 3,04. 10-7 Ta NDOHIUOE nn ta 6,G620e10-0 a OUIIUrIQUe tirer EST ORRL (02?

Nous y reviendrons un peu plus tard.