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Si la solution normale d'éthanoate de sodium prise comme exemple pour l'étude de l'hydrolyse contenait en outre 0,1 mole d'hydroxyde de sodium par litre, le calcul de son pH indiquerait alors une valeur très voisine de 13, c'est-à-dire la valeur qu'il prendrait si l'hydroxyde de sodium était seul. En ajoutant de l'acide chlorhydrique à la même concentration, on obtiendrait maintenant un pH de 5,7 et non pas de 1, valeur qui correspondrait à l'acide seul. Dans ce cas l'acide chlorhydrique, qui est un acide fort, déplace l'acide éthanoïque de son sel et se trouve donc neutralisé.
 
On considère maintenant un litre de solution contenant 0,5 mole d'acide éthanoïque et 0,5 mole d'éthanoate de sodium. Le pH de cette solution vaut 4,75. Cette fois, l'addition de 0,1 mole d'hydroxyde de sodium ne fait passer le pH qu'à 4,9, et celle de 0,1 mole d'acide chlorhydrique à 4,6.
 
La variation du pH est bien plus faible que dans le cas précédent, ce qui s'explique de la façon suivante : l'addition d'un acide fort a pour effet de déplacer l'acide faible dont la molécule se reforme sans que l'acidité soit considérablement augmentée, tandis qu'une même quantité de base forte provoque seulement la neutralisation partielle de l'acide libre.
 
De telles solutions, dites '''solutions-tampons''', sont d'usage courant lorsque le pH d'un milieu doit être maintenu à une valeur sensiblement constante, ce qui est souvent le cas, en particulier dans les bains photographiques. On mélange un acide faible et l'un de ses sels de base forte pour obtenir des pH inférieurs à 7, une base faible et un de ses sels d'acide fort pour les valeurs supérieures à 7. Ces corps doivent évidemment être inertes vis-à-vis de ceux dont on veut contrôler la réaction.
 
Les corps '''amphotères''' sont capables de neutraliser aussi bien un acide qu'une base. L'hydroxyde d'étain en est un exemple :
 
<math>SnO_2H_2 + 2 HCl \to SnCl_2 + 2 H_20</math>
 
::::(chlorure stanneux)
 
<math>SnO_2H2 + NaOH \to NaSnO_2H + H_2O</math>
 
::::(stannite de sodium)
 
 
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SOLUTION-TAMPON - MESURE DU pH
Si la solution normale d'éthanoate de sodium prise comme exemple pour l'étude de l'hydrolyse contenait en outre 0,1 mole d'hydroxyde de sodium par litre, le calcul de son pH indiquerait alors une valeur très voisine de 13, c'est-à-dire la valeur qu'il prendrait si l'hydroxyde de sodium était seul. En ajoutant de l'acide chlorhydrique à la même concentration, on obtiendrait maintenant un pH de 5,7 et non pas de 1, valeur qui correspondrait à l'acide seul. Dans ce cas l'acide chlorhydrique, qui est un acide fort, déplace l'acide éthanoïque de son sel et se trouve donc neutralisé.
On considère maintenant un litre de solution contenant 0,5 mole d'acide éthanoïque et 0,5 mole d'éthanoate de sodium. Le pH de cette solution vaut 4,75. Cette fois, l'addition de 0,1 mole d'hydroxyde de sodium ne fait passer le pH qu'à 4,9, et celle de 0,1 mole d'acide chlorhydrique à 4,6.
La variation du pH est bien plus faible que dans le cas précédent, ce qui s'explique de la façon suivante : l'addition d'un acide fort a pour effet de déplacer l'acide faible dont la molécule se reforme sans que l'acidité soit considérablement augmentée, tandis qu'une même quantité de base forte provoque seulement la neutralisation partielle de l'acide libre.
De telles solutions, dites solutions-tampons, sont d'usage courant lorsque le pH d'un milieu doit être maintenu à une valeur sensiblement constante, ce qui est souvent le cas. On mélange un acide faible et l'un de ses sels de base forte pour obtenir des pH inférieurs à 7, une base faible et un de ses sels d'acide fort pour les valeurs supérieures à 7. Ces corps doivent évidemment être inertes vis-à-vis de ceux dont on veut contrôler la réaction.
Les corps amphotères sont capables de neutraliser aussi bien un acide qu'une base. L'hydroxyde d'étain en est un exemple :
SnO2H2 + 2 HCl ® SnCl2 + 2 H20
(chlorure stanneux)
SnO2H2 + NaOH ® NaSnO2H + H2O
(stannite de sodium)
Le type même du corps amphotère est d'ailleurs l'eau, qui fournit aussi facilement des ions acide H3O+ que des ions basiques OH-.
La mesure précise du pH des solutions se fait par des méthodes électriques, et l'on construit des pH-mètres dont la sensibilité atteint 0,1 unité. Pour des déterminations moins précises mais plus rapides on se sert d'indicateurs colorés, composés amphotères dont la couleur change de part et d'autre d'une zone sensible plus ou moins large. On peut citer :