IH] [OH] = 9 (HOH]=Q

Il s'ensuit que, si élevée que soit la concentration en ions OH=,. il existe assez d'ions H+ pour satisfaire à l'équation ci- dessus. C’est la raison pour laquelle on peut encore parler de con-

centration en ions hydrogène dans le cas d’une solution de base g forte. On négligera donc complètement la concentration en ions | à

| Étent de dissociation de l'acide considéré, c’est-à-dire la fraction de molécules grammes dissociées, 1 — « représente la

. Prenons le logarithme de chaque membre :

ou. exposant d'hydrogène. Cette expression de la concentration en ions H+ qui, au premier abord, peut paraitre compliquée,

Pour Kohlrausch et Heydweiller (4894) de 4,1::5< 10-14: Ë … Pour Michaëlis (191) 2 de 1,27 S<410-#4s

La valeur de Q: a été déterminée par un grand dobre d' "au teurs suivant des Die très différents. Elle est ::\

Pour Wijs (1893) Cr de 1 A4 PACE: “oi

D re PourLewis, Brighton et Sebastian (1917)de « 012 SC 10 à 9250

Gette valeur varie avec la température : é se

à "4 16° elle est de 0,63 = +02 ROP AND ES 0,86 en (8 LORS 4 A 300 — 1,89 >< 10-11 aponens Q—=1 *< 10-11 ve

d'où [H+] — 1 >< 10 [OH= = 1 >< 10—

. dans l'eau pure Exposant d'hydrogène ou pH

Revenons à l'équation (1) d'équilibre des acides. Si « est le

portion non dissociée et nous pouvons écrire :

a [H+] mer KT He PU ; 1—a [1]

log ; = log K — log [H*] ou log 5 — log T=— log K.

C'est cette valeur, le : que Sürensen a appelé le pH

2 ‘uné différence de dns. = Sürensen remarqua que, da

V formule qui les relie, log -—— M 1 est une fonction linéaire de E +

UM Man un certain facteur a qui ke dépend que de la 1 > température. 2:

. mement simple, tandis que celui de [H*] est plus compliqué.

5 2 SO ss :

Le Cu se détermine, comme nous allons le mesu

SEre

Fa ,

Lg m7

“Si on pose log. GE FH. — pH, on voit que le calcul en est extrè-

* D'autre part, si l’on veut représenter graphiquement un phénomène en fonction d'un C4 variant de 0,01 à 0,000000001, La

notation logarithmique s'impose, car, sans elle, si l'on donnait

aux points 0,000000001 et 0,006000002 un écart de { mm. la distance entre les points 0,01 et 0,02 serait de 10 kilomètres ! . Le seul reproche que l’on puisse faire à cette notation est de | varier en raison inverse de la concentration, ce qui fait que, lorsque l'acidité croit, le pH décroit, et inversement. Mais ce. ; À

. n’est là qu’un défaut bien minime qui disparaît avec un peu

d'habitude et ne saurait compter devant la grande simplifica- 1 tion que le symbole pH introduit dans les mesures.

TABLE DES RAPPORTS DE Cr AVEG pH

pH Ca pH Ca 00 m,00:2 74,00 T0 . m,50 0,32 >< 10".

m,15 0,71 %< 107" m,65 0,22 Sc 10" # m,20 0,63 >< 10" m,70 0,20 >< 10" m,25 0,56 >< 10" m,15 | 0,18 >< 10" m,30 0,50 >< 107” m,80 0,16 >< 10772 è

m,35 0,45 X< 10" m,85 rOAES< 10".

Ex. pH — 7,60 Ca = 0,25 >< 107 ©

m = 71 2 elite.

È « une unité en plus bn en.

S qi oncentration en ions H+ augmentera * nuera de 10 fois sa valeur. Un écart de 0,3 dans le pH | correspond à une vatiation du simple au double dans la c con- centration.

L'eau pure, qui. représente la neutralité + 5 un. Ge ==.1057, ainsi que nous l avons vu, son pH sera donc 7.

La solution normale d’un acide fort aura inéoriquement un

= — 1 et un pH — 0; la solution 4 y UD Cr — 1/10 et un. Der

H'=— 1, etc. De même la solution normale d'une base Te aura un Fi = 14. En effet, lorsque Cou — 1 X< Le = 1052 à d'où 1 - 14. Re | En réalité, il n'existe pas d'acides fitis ou de bases fortes 3 qui soient complètement i lonisés pour une concentration voi- :

2 sine de la valence-gramme au litre (‘). Voici un tableau don- * nant pour l’acide chlorhydrique et pour la soude les valeurs du 2 théorique et avec des solutions de diverses norma-

sat à NE M D

A dtE mue Na OH :

7 pH éonires Dre .pE thébrique re > ; = peer complête) pH mesuré CopenHon complète) pH mere 50 g 7? #2" 0:10 14 14,05 - N/10 1 1,07 à 13 13,07 N/100 2 2,02 12 12,12 N/1000 3 3,01 11 11,13

Effets de la dilution. Les tampons.

Done, si nous diluons une solution normale d'un acide fort au “EU 1/100 par exemple, son pH passe en chiffres ronds de 0 à 2. È Considérons maintenant la solution normale d’un acide faible, #.

tel que l'acide acétique, et diluons-la dans les mêmes propor-

L () Suivant les idées de Bjerrum, l'ionisation serait ion complète, mais ER: R Le l'activité des ions serait différente. Nous HUE sur cette question. ; Vincent | 2

um nu

Nôns savons. qu ñl y à er nu une APT HAE nes de l'acide qui est dissociée. Puisque l'acide est seul, [H+1= = = CAT | $ est la concentration de l'acide total, æ; Le

. no. | [AH] = S —[H*). HR AE ;

Re px Fenpent dans (1), on a

HN VK? + 4KS ES K. Vis HF Si K est petit par rapport à ee | HI = VE ESS

on voit donc que, si l'on diminue S par dilution, [H*] ne varie x dE que comme la racine carrée de KS. 2 Nous donnons ci-dessous le tableau correspêndant au prié. 4 dent pour un acide et une base faibles : Fasias acétique et. Pammoniaque. | TR pH & pH 7 (CH#COOH) (NH‘OH) : 2

# N 2,366 11,77 ns N/10 2 Bb a 11597 4 N/100 -, St) RE 10,77 Fe Fe = N/1000 - 3,866 10,27 ER :

Considérons le cas où l'acide faible est en présence d'un de ses sels : +760

[A=JCH+) ne Ep PRO TARISS K' d'où Lys K[AH]

ler ONE log À Fou Le

pH = 1 Le RS à

; reste constant, . au moins dans les limites de D po à

tion que nous avons envisagée. Dans le cas de la solution stan-

dard acide acétique-acétate de soude, dont nous aurons à nous

servir bientôt, une dilution au 1/20 fait varier seulement le pH

5 de 0,08 \ 4 ' 4 Une telle solution renfermant :

un acide faible + son sel à base forte ou \ Po es une base forte + son sel à acide faible | ;

est appelée solution tampon (Fernbach, 1900-Sôrensen, 1909). Non seulement la dilution, mais encore l’adjonction d’une faible quantité d’acide ou de base influe peu sur son pH. C’est cette résistance au changement de réaction du milieu que l’on a désignée sous le nom d’effet tampon.

Michaëlis cite l'exemple suivant :

Prenons deux tubes, l’un-contenant une solution d'acide acétique-acétate, l'autre une solution d’acide chlorhydrique, possédant toutes deux un pH voisin de 4. L'adjonction de quelques. gouttes de méthylorange donne dans les deux tubes une même teinte orangée. Si maintenant, nous versons dans chacun d'eux 1/2 centimètre cube de solution de gélatine à 1 0/0, agissant comme base faible, nous constatons que la teinte du tube acide acétique-acétate reste identique à ce qu’elle était, tandis que D de: celle du tube d’acide chlorhydrique vire au jaune pur. Nous Er: dirons que nos deux solutions avaient au début une intensité d'acidité égale (même pH} mais que leur capacité d’acidité était différente. C'est la capacité d’acidité qui définit l’action tampon.

Cette action dépend de la concentration des constituants de ‘la solution. Si on la dilue avec de l’eau, son pH n’est pour ainsi

| ne a dt que ps Re ia sont particu rement intéressantes pour les biologistes, car presque tous les me guides de l'organisme sont des tampons : l’ urine est un tampon de phosphates, le sang un tampon de bicarbonates, et on peut les diluer assez fortement, même avec une eau qui n ’est pas. rigoureusement neutre, sans faire varier sensiblement leur réaction. | | 2

= Remarquons enfin qu'il n'est possible de mesurer la concen- tration en ions hydrogène avec précision, que dans des liquides nn tamponnés, car il suffit de traces de gaz carbonique ou d’alcah | cédé par le verre pour faire varier continuellement le pH dans __ d'énormes proportions, en l'absence de tampons. |

CAES

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