Potentiel hydrogène
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| Le pH au quotidien: | |
| Substance | pH approximatif |
|---|---|
| Drainage minier acide (DMA) | <1,0
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| Batterie acide | <1,0
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| Acide gastrique | 2,0
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| Jus de citron | 2,4
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| Cola | 2,5
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| Vinaigre | 2,9
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| Jus d'orange ou de pomme | 3,5
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| Bière | 4,5
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| Café | 5,0
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| Thé | 5,5
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| Pluie acide | < 5,6
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| Lait | 6,5
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| eau pure | 7,0
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| Salive humaine | 6,5 – 7,4
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| Sang | 7,34 – 7,45
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| Eau de mer | 8,0
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| Savon | 9,0 à 10,0
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| Ammoniac d'entretien | 11,5
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| Hydroxyde de calcium | 12,5
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| Hydroxyde de sodium molaire | 14,0
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En chimie, le pH mesure la concentration d'une solution aqueuse en protons (H+), présents sous la forme de l'ion oxonium (également, et improprement, appelé hydronium), et mesure effectivement le degré d'acidité ou de basicité d'une solution.
Bronsted et Lowry nous ont donné une simple définition d'un acide et d'une base comme étant respectivement un donneur et un accepteur de proton. Cette définition du pH a été introduite par S.P.L. Sørensen en 1909. le p signifie potenz en allemand, potentiel en français, et le H hydrogène.
Calcul et interprétations
Le pH se calcule selon la formule pH = -log10[H+] où [H+] indique le nombre réel sans dimension qui mesure la concentration de ions H+, exprimé en moles par litre (aussi connu sous le nom de molarité). L'écriture H+ équivaut à H3O+ (ion oxonium ou hydronium) en solution aqueuse, le proton s'associant naturellement à une molécule d'eau.
Pour des concentrations faibles ou moyennes, la concentration peut être assimilée à l'activité mais pour des concentrations élevées en ions, elles diffèrent. Ainsi, le pH des solutions aqueuses peut-être négatif — l'échelle est logarithmique — et on peut par exemple avoir un pH de -1 avec une solution décamolaire d'acide fort. Bien que la constante de dissociation de l'eau soit de 14, on peut avoir un pH supérieur, par exemple 15 avec une solution décamolaire de base forte. Toutefois, l'agressivité de telles solutions et leur force ionique importante rend la mesure du pH difficile, et ce d'autant plus qu'à des concentrations aussi élevées, l'activité des ions n'est plus égale à leur concentration.
En solution aqueuse à température et pression standard, un pH de 7 indique la neutralité (eau pure) car l'eau se dissocie naturellement en ions H+ et OH- avec une concentration égale de 1,00 × 10-7mol/L (on appelle aussi cette réaction autoprotolyse de l'eau). Un pH moins élevé (par exemple pH 3) indique une augmentation de l'acidité, et un pH plus elevé (par exemple pH 11) indique une augmentation de l'alcalinité, c'est-à-dire de la basicité.
Le pH doit être redéfini - à partir de l'équation de Nernst, en cas de changement de conditions de température, de pression ou de solvant. Par exemple, le pH de neutralité de l'acétonitrile est de 27 (TPN): en effet, dans d'autres solvants que l'eau, le pH n'est plus limité à des valeurs entre 0 et 14.
Lorsque le pH d'une solution est peu sensible aux acides et aux bases, on dit qu'il s'agit d'une solution tampon (de pH) ; c'est le cas du sang, du lait ou de l'eau de mer, qui renferment des couples acido-basiques susceptibles d'amortir les fluctuations du pH, tels anhydride carbonique/hydrogénocarbonate/carbonate, acide phosphorique/hydrogénophosphate/phosphate, acide borique/borate.
Le pH d'une solution dite physiologique est de 7,4.
Formules de calcul approché du pH pour des solutions aqueuses
- Cas d'un acide fort :
<math> pH = -log(C_a) \ \ \ ,</math> où <math>C_a</math> est la concentration en acide en mol/L
- Cas d'une base forte :
<math> pH = 14+log(C_b) \ \ \ ,</math> où <math>C_b</math> est la concentration en base en mol/L
- Cas d'un acide faible :
<math> pH = pK_a/2-log(C_a)/2 \ \ \ ,</math> où le <math>pK_a</math> est celui de l'acide
- Cas d'une base faible :
<math> pH = 7+pK_a/2+log(C_b)/2 \ \ \ ,</math> où le <math>pK_a</math> est celui de la base
- Cas d'un mélange de solutions de pH connus :
<math> pH = -log (\frac{10^{-pH_1.V_1}+10^{-pH_2.V_2}}{V_1+V_2})</math>
