pH. n.m., abréviation de potentiel d'hydrogène, mesure quantitative de l'acidité des

pH. n.m., abréviation de potentiel d'hydrogène, mesure quantitative de l'acidité des solutions. Dans le cas le plus général que constitue celui des solutions aqueuses, le pH est défini comme étant égal au cologarithme de l'activité des ions hydronium H3O + : pH = - log {H3O +}. L'activité de l'ion hydronium symbolisée par les deux accolades est directement reliée à la concentration [H3O +] par la relation {H3O +} = (x [H3O +]. Dans un certain nombre de situations, notamment lorsqu'on raisonne sur des solutions fortement diluées, le coefficient d'activité ( est quasiment égal à 1. Dans ces conditions, activité et concentration se confondent, et le pH devient alors égal à : pH = - log [H3O +]. Dans l'eau pure et à 25 o C, la concentration des ions hydronium est très voisine de 10-7 mole/litre, et le pH est ainsi égal à 7. À cette concentration en ions hydronium correspond une concentration égale d'ions hydroxyde OH- puisque la solution est électriquement neutre. Toute solution aqueuse dont le pH est égal à 7 est dite neutre ; toute solution dont le pH est inférieur à 7 (correspondant à une concentration en ions hydronium supérieure à 10-7 mole/litre) est dite acide ; toute solution dont le pH est supérieur à 7 (correspondant à une concentration en ions hydronium inférieure à 10-7 mole/litre) est dite basique. Le pH dépend directement de la nature des diverses entités présentes en solution. Dans le cas des acides forts qui sont presque entièrement dissociés dans l'eau, le pH est acide et se calcule d'après la formule : pH = - log C, où C représente la concentration en mole/litre de l'acide considéré. Dans le cas des bases fortes, elles aussi presque entièrement dissociées dans l'eau, le pH est basique et se calcule d'après la formule : pH = 14 + log C, où C représente la concentration en mole/litre de la base considérée. Dans toutes les situations intermédiaires (acides faibles, bases faibles, sels d'acides forts et de bases fortes, solutions tampons, mélanges d'acides faibles différents...), la dissociation des diverses entités n'est pas totale, mais équilibrée, et le calcul du pH nécessite de connaître non seulement leurs concentrations respectives, mais également leurs pKa. La détermination expérimentale du pH peut s'effectuer à l'aide d'indicateurs colorés ou par des mesures électrométriques. Les indicateurs colorés sont des substances dont la couleur dépend du pH de la solution dans laquelle elles sont introduites. Ainsi, l'hélianthine est rouge lorsque le pH est inférieur à 3 et jaune lorsque le pH est supérieur à 4,4. La zone de pH comprise entre 3 et 4,4 est dite « zone de virage » et correspond à un passage progressif de la couleur rouge à la couleur jaune. À l'aide de papiers imprégnés de plusieurs indicateurs dont les zones de virage sont différentes, on peut évaluer simplement la valeur d'un pH compris entre 1 et 13. La mesure électrométrique du pH est une méthode beaucoup plus précise ; elle s'effectue à l'aide d'un dispositif formé d'une électrode de référence et d'une électrode de verre qui constituent une pile. La différence de potentiel mesurée est liée directement à la valeur du pH. La notion de pH est une donnée fondamentale dans les milieux biologiques : le pH du sang est légèrement alcalin et voisin de 7,5 ; en revanche, celui de la bile est fortement acide et voisin de 2. On sait également que l'activité d'une enzyme est optimale à un certain pH. Ce pH optimal varie, suivant les enzymes considérées, entre 1,5 et 9,9. Complétez votre recherche en consultant : Les corrélats acide base - 2.CHIMIE colorimétrie eau - Les propriétés physico-chimiques de l'eau - Propriétés physiques enzyme hélianthine indicateur phtaléine pKa pluies acides réactif Sørensen Søren Peter Lauritz tourbière volumétrique (analyse)