Notes sur le Cours de Chimie Analytique : pH des Solutions Aqueuses

Introduction

• Étude des propriétés acido-basiques des solutions aqueuses.
• Calculs nécessitent l'usage des relations de conservation de la matière et d'électroneutralité.

I. Définitions

• pH : Mesure analytique courante, indique l'acidité ou la basicité.
  • p pour potentiel et H pour Hydrogène.
  • Selon Sorensen : pH = cologarithme de l'activité des ions hydronium.
• pOH : Similaire au pH, mais pour les ions OH-.
• Échelle de pH :
  • Acide : pH < 7
  • Neutre : pH = 7
  • Basique : pH > 7

II. Méthodes de Mesures du pH

1. Appareils électroniques (pH-mètres)
   • Précis si correctement étalonnés avec solutions tampon.
2. Indicateurs colorés
   • Moins précis, méthode semi-quantitative.

III. Diagramme de Prédominance des Espèces en Solution

• Relation entre pH et pKa.
• Diagramme :
  • pH = pKa : [acide] = [base]
  • pH > pKa : Base prédominante.
  • pH < pKa : Acide prédominant.

IV. Calcul de pH des Solutions Aqueuses

• Démarches :
  1. Énumération des espèces en solution.
  2. Écriture des réactions de dissociation.
  3. Utilisation des constantes d'équilibre (Ka, Kb).
• Approximation pour simplifier les calculs :
  • En milieu acide : [OH-] négligeable.
  • En milieu basique : [H3O+] négligeable.

Cas particuliers

1. Solutions d'électrolytes forts et faibles
   • Exemples : HCl, H2SO4.
2. Solutions très diluées ou concentrées
3. Solutions de polyacides
4. Solutions ampholytes
   • Exemple : HCO3-, H2PO4-.
   • pH isoélectrique : égalité des deux espèces.

Conclusion

• Le pH indique le degré d'acidité ou de basicité en mesurant la concentration en ions hydrogène.
• Important pour comprendre les phénomènes biologiques tels que l'acidose et l'alcalose.