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15.4:

Échelle de pH

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Chemistry
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pH Scale

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La concentration des ions hydronium dans une solution aqueuse est généralement écrite avec des exposants négatifs et peut être aussi petit que 1 10⁻¹⁴ molaire. Le pH a été développée par le chimiste Soren Sorenson en 1909 comme un moyen plus pratique pour comparer rapidement l’acidité de différentes solutions. Le pH d’une solution est le logarithme négatif de sa concentration en ions hydronium.Par exemple, une solution avec une concentration hydronium de 1 10⁻⁵ molaire a un pH de 5. Plus la concentration en ions hydronium est élevée d’une solution, plus son pH est bas. Le pH étant exprimé sur une échelle logarithmique, un changement d’une seule unité correspond à une multiplication par 10 ou diminution de la concentration en ions hydronium.Une solution avec un pH de 3 aura dix fois plus d’ions hydronium qu’une solution avec un pH 4 et cent fois plus qu’une solution avec un pH de 5. Une solution acide a une concentration plus élevée d’ions hydronium que les ions hydroxyde et un pH inférieur à 7, alors qu’une solution basique a une concentration plus faible d’ions hydronium que d’ions hydroxyde et un pH supérieur à 7. Une solution neutre à concentration égale d’ions hydronium et hydroxyde a un pH de 7.La concentration d’ions hydroxyde peut également être exprimée en pOH. pOH est le logarithme négatif de la concentration en ions hydroxyde. Plus la concentration en ions hydroxyde est élevée, plus sa valeur pOH diminue.La valeur du pH ou du pOH d’une solution aqueuse varie de 0 à 14. C’est parce que Kw, le constant équilibre pour l’auto-ionisation de l’eau, est égale à 1 10⁻¹⁴. Prendre le log négatif des deux côtés de l’équation donne une équation où pKw est égale à la somme du pH et du pOH.Puisque le log négatif de 1 10⁻¹⁴ est 14, la somme du pH et du pOH d’une solution aqueuse sera toujours 14. Cela peut être utilisé pour déterminer la valeur du pH lorsque la valeur du pOH est connue et vice versa. Par exemple, une solution avec un pOH de 10 a un pH de 4.

15.4:

Échelle de pH

Les ions hydronium et hydroxyde sont présents à la fois dans l’eau pure et dans toutes les solutions aqueuses, et leurs concentrations sont inversement proportionnelles, comme le détermine le produit ionique de l’eau (KE). Les concentrations de ces ions dans une solution sont souvent des déterminants critiques des propriétés de la solution et des comportements chimiques de ses autres solutés. Deux solutions différentes peuvent différer d’un million, d’un milliard, voire d’un billion de fois leurs concentrations en ions hydronium ou hydroxyde. Un moyen courant d’exprimer des quantités qui peuvent s’étendre sur de nombreux ordres de grandeur est d’utiliser une échelle logarithmique. Le pH d’une solution est donc défini comme indiqué ici, où [H3O+] est la concentration molaire de l’ion hydronium dans la solution :

 Eq1

La réorganisation de cette équation pour isoler la molarité de l’ion hydronium donne l’expression équivalente :

 Eq2

De même, la molarité de l’ion hydroxyde peut être exprimée comme une fonction-p ou pOH :

 Eq3

ou

 Eq4

Enfin, la relation entre ces deux concentrations d’ions exprimées sous forme de fonctions-p est facilement dérivée de l’expression de KE :

 Eq5

À 25 °C, la valeur de KE est de 1,0 × 10−14, et donc :

 Eq6

La molarité de l’ion hydronium dans l’eau pure (ou toute solution neutre) est de 1,0 × 10−7 M à 25 °C. Le pH et le pOH d’une solution neutre à cette température sont donc :

 Eq7

Ainsi, à cette température, les solutions acides sont celles ayant des molarités en ions hydronium supérieures à 1,0 × 10−7 M et des molarités en ions hydroxyde inférieures à 1,0 × 10−7 M (correspondant à des valeurs de pH inférieures à 7,00 et à des valeurs de pOH supérieures à 7,00). Les solutions basiques sont celles dont les molarités en ions hydronium sont inférieures à 1,0 × 10−7 M et les molarités en ions hydroxyde supérieures à 1,0 × 10−7 M (correspondant à des valeurs de pH supérieures à 7,00 et à des valeurs de pOH inférieures à 7,00).

Comme la constante d’auto-ionisation KE dépend de la température, ces corrélations entre les valeurs de pH et les adjectifs acides/neutres/basiques seront différentes à des températures autres que 25 °C. Par exemple, la molarité en hydronium de l’eau pure à 80 °C est de 4,9 × 10−7 M, ce qui correspond aux valeurs de pH et de pOH de :

 Eq8

À cette température, les solutions neutres présentent un pH = pOH = 6,31 ; les solutions acides présentent un pH inférieur à 6,31 et un pOH supérieur à 6,31 alors que les solutions basiques présentent un pH supérieur à 6,31 et un pOH inférieur à 6,31. Cette distinction peut être importante lorsqu’on étudie certains processus qui se produisent à d’autres températures, comme les réactions enzymatiques dans les organismes à sang chaud à une température d’environ 36 – 40 °C. Sauf indication contraire, les références aux valeurs de pH sont supposées être celles à 25 °C.

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 14.2 : pH et pOH.

Suggested Reading

  1. van Lubeck, Henk. "Why not replace pH and pOH by just one real acidity grade, AG?." Journal of Chemical Education 76, no. 7 (1999): 892. https://pubs.acs.org/doi/pdf/10.1021/ed076p892