Echelle de pH
Définition du pH
Le \(\textrm{pH}\) d'une solution est défini comme l'opposé en signe du logarithme décimal de l' activité[1] des ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) présents dans la solution :
\(\mathbf{\textrm{pH} = - \log a_{\textrm H_3\textrm O^+}}\)
Rappelons qu'en première approximation (pour des solutions diluées) l'activité d'une espèce en solution peut être assimilée au rapport de sa concentration sur la concentration de référence \(\textrm C°\) = 1 mol.L-1 :
\(a_{\textrm H_3\textrm O^+} =\frac{ [\textrm H_3\textrm O^+]}{ c°}\)
On dira que \(\mathbf{a_{\textrm H_3\textrm O^+}}\) a la valeur de la concentration en ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) exprimée en mol.L-1 , mais l'activité n'a pas de dimension (contrairement à la concentration ).
Acidité d'une solution
On a vu que dans l'eau pure à 25°C, \(a_{\textrm H_3\textrm O^+} = 10^{-7}\) et donc le \(\textrm{pH}\) de l'eau pure à 25°C est 7. L'ajout d'un acide \(\textrm A\) à une solution provoque la réaction \(\textrm A + \textrm H_2\textrm O \Leftrightarrow \textrm B + \textrm H_3\textrm O^+\). Que l'acide soit fort ou faible, la concentration de la base \(\textrm{[B]}\) étant a priori initialement nulle, l'équilibre va se déplacer vers la droite et donc apporter à la solution des ions hydronium \(\textrm H_3\textrm O^+\) .
L'état d'équilibre du à la réaction d'autoprotolyse[2] de l'eau : \(2 \textrm{ H}_2\textrm O \Leftrightarrow \textrm H_3\textrm O^+ + \textrm{OH}^-\) étant toujours atteint, si la concentration des ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) augmente, celle des ions \(\textrm O\textrm H^-\) diminue de sorte que la relation\( K_e \approx [\textrm H_3\textrm O^+] [\textrm{OH}^-]\) soit toujours vérifiée. La solution contenant alors plus d'ions \(\textrm H_3\textrm O^+\) que d'ions \(\textrm O\textrm H^-\) , on dira que c'est une solution acide.
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A 25°C, une solution acide aura donc un \(\textrm{pH}\) inférieur 7 ([\(\textrm H_3\textrm O^+\) ] > 10-7 mol.L-1) et une solution basique un \(\textrm{pH}\) supérieur à 7 ([\(\textrm H_3\textrm O^+\) ] < 10-7 mol.L-1).
Pour des concentrations habituelles d'acides ou de bases, le \(\textrm{pH}\) peut varier de valeurs légèrement négatives à des valeurs légèrement supérieures à 14 .