CHAPITRE II I. Notions de pH

Il résulte de ce que nous avons vu précédemment sur les électrolytes qu’un acide ou une base mis en solution vont avoir une partie de leurs molécules dissociées en ions. Si nous désignons d’une façon générale un acide par AH et une base par BOH, il y aura, d’une part, libération d'ions H:, d'autre part, d'ions OH; le radical n’a pas d'importance.

La fonction acide serait donc définie par le pouvoir d’émettre des ions H', la fonction basique, celle de libérer des ions OH- et le radical n’interviendrait que dans la façon d'émettre ces ions; les réactions d’un acide considéré sous son aspect ionique consistent en un simple transport d’ions.

Cette théorie va nous servir à définir un acide fort et un acide faible que l’on distinguait autrefois par leur plus grande facilité à se substituer dans un sel à un autre acide défini plus faible ou à leur action dans l’interversion des sucres. Il restait à expliquer cette différence dans l'acidité ou l’alcalinité que ne peut mettre en évidence la titrimétrie.

On admet maintenant que la force d’un acide consiste dans le pouvoir plus ou moins grand de mettre des ions H° en liberté; il faudra donc envisager sa dissociabilité exprimée par la constante K de la loi d'Ostwald:

SC EEE (AH) o

Celle-ci nous permet de déduire la concentration en ions IH: de l'acide. Si C représente la concentration de l'acide monovalent ayant une constante de dissociation K; (A-) = (H:): AH étant très grand, peut être assimilé à la concentration C:; on a

Denon = K d'où (H) = "Kc

a 9 EE RE

Dans toute solution acide, nous sommes donc en présence d’ions dissociés (H') et (Ar) et de molécules entières AH réalisant un certain équilibre donné par la loi d'Ostwald.

Cet équilibre est purement actuel et caractérise l'état présent de la solution. L’addition de base va le modifier dans des conditions que nous verrons plus loin et en réaliser un nouveau. La mesure de cette acidité actuelle, définie par les ions H', ne peut donc s'effectuer par titrimétrie.

À côté des ions H: que la solution contient actuellement en liberté et définissant l’acidité actuelle, il faut considérer les ions H° qu’elle est susceptible de libérer à partir-des molécules entières si l'équilibre vient à se rompre et qui constituent l’acidité potentielle de l’acide. La somme de ces deux acidités se mesure dans une neutralisation chimique. Ce qui importe cependant, c’est la mesure de l’acidité actuelle ou concentration en ions H: (10).

L'étude de la constante de dissociation de l’eau a servi de base à toutes les mesures de concentration en ions H:. L'eau très pure est faiblement dissociée et donne le même nombre d'ions H'et OH. Le dénominateur H?0 est très grand, ses variations étant négligeables par rapport à son ordre de grandeur, il peut être assimilé à une constante. La loi d’Ostwald donnera donc pour l’eau:

() x (OH)

= Ke (H) x (OH) — Ki

Ki: — L” (4H) ou 7 (0H:)

Cette constante de dissociation à 18° a pu être déterminée et, par suite, la concentration en ions H° de l’eau.

Une solution acide sera plus riche en ions H° que l’eau et une solution basique moins riche; une solution de même valeur que l’eau sera neutre par définition.

SGRENSEN remplace les nombres décimaux trop petits par des puissances négatives plus maniables: 0,86 X 10-7; il introduit de plus la notation logarithmique en ne conservant que l’exposant de la puissance. La loi d'Ostwald s'exprime alors:

RO

log. (H:) + log. (OH-) — — log. K = Cte, ou, en changeant de signe: — log. (H') — log. (OH-) = K.

Sous cette forme, la concentration des ions H: notée en puissance négative de 10 va s'exprimer par l’exposant de la puissance. Le pH est donc le logarithme changé de signe de la concentration en ions H: d’une solution. Le pH de l’eau est de 7; un pH de 14 sera celui d’une solution de Na OH normale; un pH de 1 indiquera une forte proportion d'ions H'.

La concentration en ions (OH) peut de même s'exprimer en p (OH:) = ——-log. (OH:).

II Méthodes de Mesure

Deux méthodes sont surtout utilisées à l’heure actuelle pour évaluer le pH d’un milieu stable: la méthode colorimétrique basée sur les indicateurs colorés, peu précise mais commode et rapide (A pH = 0,5 unité) ;

la méthode électrométrique, plus délicate et plus compliquée, mais beaucoup plus exacte (A pH — 0,1 unité).