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7.8 : Réactions acido-basiques et d'évolution gazeuse - Mathématiques


Objectifs d'apprentissage

  • Identifiez quand une réaction va dégager un gaz.

Réactions de neutralisation

Les acides et les bases réagissent chimiquement entre eux pour former sels. Un sel est un terme chimique général pour tout composé ionique formé à partir d'un acide et d'une base. Dans les réactions où l'acide est un composé contenant des ions hydrogène et la base est un composé contenant des ions hydroxyde, l'eau est également un produit. La réaction générale est la suivante :

[ ext{acide + base} → ext{eau + sel}]

La réaction de l'acide et de la base pour produire de l'eau et un sel s'appelle neutralisation. Comme toute équation chimique, une équation chimique de neutralisation doit être correctement équilibrée. Par exemple, la réaction de neutralisation entre la soude et l'acide chlorhydrique est la suivante :

[ce{NaOH (aq) + HCl (aq) ightarrow NaCl (aq) + H_2O (ℓ)} label{Eq2}]

avec des coefficients tous compris comme un. La réaction de neutralisation entre la soude et l'acide sulfurique est la suivante :

[ce{2NaOH (aq) + H_2SO_4 (aq) ightarrow Na_2SO_4(aq) + 2H_2O (ℓ)} label{Eq3}]

Exemple (PageIndex{1}) : Acide nitrique neutralisant

Acide nitrique (HNO3(aq)) peut être neutralisé par l'hydroxyde de calcium (Ca(OH)2(aq)). Écrivez une équation chimique équilibrée pour la réaction entre ces deux composés et identifiez le sel qu'elle produit.

Solution

PasExplicationÉquation

Écris l'équation déséquilibrée.

Il s'agit d'une réaction à double déplacement, de sorte que les cations et les anions s'échangent pour créer de nouveaux produits.

Ca(OH)2(aq) + HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + H2O(ℓ)

Équilibrer l'équation.

Parce qu'il y a deux OH ions dans la formule de Ca(OH)2, nous avons besoin de deux moles de HNO3 fournir H+ ions

Ca(OH)2(aq) + 2HNO3(aq) → Ca(NO3)2(aq) + 2H2O(ℓ)

Étape supplémentaire : identifier le sel.Le sel formé est du nitrate de calcium.

Exercice (PageIndex{1})

L'acide cyanhydrique ((ce{HCN(aq)})) peut être neutralisé par l'hydroxyde de potassium ((ce{KOH(aq)})). Écrivez une équation chimique équilibrée pour la réaction entre ces deux composés et identifiez le sel qu'elle produit.

Réponse

[ce{KOH (aq) + HCN(aq) → KCN (aq) + H2O(ℓ)} onumber]

Réactions de dégagement de gaz

Une réaction de dégagement de gaz est un processus chimique qui produit un gaz, tel que l'oxygène ou le dioxyde de carbone. Dans les exemples suivants, un acide réagit avec un carbonate, produisant respectivement du sel, du dioxyde de carbone et de l'eau. Par exemple, l'acide nitrique réagit avec le carbonate de sodium pour former du nitrate de sodium, du dioxyde de carbone et de l'eau (tableau (PageIndex{1})) :

[​ce{2HNO3(aq)+Na2CO3(aq)→2NaNO3(aq)+CO2(g)+H2O(l)​}]

L'acide sulfurique réagit avec le carbonate de calcium pour former du sulfate de calcium, du dioxyde de carbone et de l'eau :

[ce{H2SO4(aq) + CaCO3(aq) → CaSO4(aq) + CO2(g)+H2O(l)}]

L'acide chlorhydrique réagit avec le carbonate de calcium pour former du chlorure de calcium, du dioxyde de carbone et de l'eau :

[​ce{2HCl(aq) + CaCO3(aq) → CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)}]​

La figure (PageIndex{1}) illustre ce type de réaction :

Figure (PageIndex{1}) : Réaction des acides avec les carbonates. Dans cette configuration de réaction, de l'eau de chaux (eau + hydroxyde de calcium) est versée dans l'un des tubes à essai et scellée avec un bouchon. Une petite quantité d'acide chlorhydrique est soigneusement versée dans le tube à essai restant. Une petite quantité de carbonate de sodium est ajoutée à l'acide et le tube est scellé avec un bouchon en caoutchouc. Les deux tubes sont connectés. À la suite de la réaction acide-carbonate, du dioxyde de carbone est produit et l'eau de chaux devient laiteuse.

Dans cette configuration de réaction, de l'eau de chaux, un hydroxyde de calcium dilué ((Ca(OH)_2)) est versé dans l'un des tubes à essai et fermé par un bouchon. À la suite de la réaction acide-carbonate, du dioxyde de carbone est produit et l'eau de chaux devient laiteuse.

Tableau (PageIndex{1}) : Types de composés qui subissent des réactions de dégagement de gaz
Type de réactifProduit intermédiaireGaz émisExemple
sulfurerien(ce{H2S})(ce{2HCl(aq) + K2S ightarrow H2S (g) + 2KCl (aq)})
carbonates et bicarbonates(ce{H2CO3})(ce{CO2})(ce{2HCl(aq) + K2CO2 ightarrow H2O (l) + CO2(g) + 2KCl (aq)})
sulfites et bisulfites(ce{H2SO3})(ce{SO2})(ce{2HCl(aq) + K2SO2 ightarrow H2O (l) + SO2(g) + 2KCl (aq)})
ammoniac(ce{NH4OH})(ce{NH3})(ce{NH4Cl(aq) + KOH ightarrow H2O (l) + NH3(g) + 2KCl (aq)})

L'expérience de dégagement de gaz de l'eau de chaux est illustrée dans la vidéo suivante :

Vidéo (PageIndex{1}) : Dioxyde de carbone ((CO_2)) et eau de chaux (réaction chimique). Au fur et à mesure que la réaction progresse, l'eau de chaux passe du clair au laiteux; ceci est dû au (CO_2(g)) réagissant avec l'hydroxyde de calcium aqueux pour former du carbonate de calcium, qui n'est que légèrement soluble dans l'eau.

Lorsque cette expérience est répétée avec de l'acide nitrique ou sulfurique au lieu de (HCl), elle donne les mêmes résultats : l'eau de chaux claire devient laiteuse, indiquant la production de dioxyde de carbone. Une autre méthode pour générer chimiquement du gaz est l'oxydation des métaux dans des solutions acides. Cette réaction produira un sel métallique et de l'hydrogène gazeux.

[ce{2HCl (aq) + Zn(s) ightarrow ZnCl_2 (aq) + H_2 (g)}]

Ici, l'acide chlorhydrique oxyde le zinc pour produire un sel métallique aqueux et des bulles d'hydrogène gazeux. Rappelons que l'oxydation fait référence à une perte d'électrons et que la réduction fait référence au gain d'électrons. Dans la réaction redox ci-dessus, le zinc neutre est oxydé en (Zn^{2+}), et l'acide, (H^+), est réduit en (H_2(g)). L'oxydation des métaux par des acides forts est un autre exemple courant de réaction de dégagement de gaz.

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7.9 : Réactions d'oxydation-réduction

Au cours d'une réaction chimique entre un métal et un non-métal, des électrons sont transférés des atomes métalliques aux atomes non métalliques. Par exemple, lorsque le zinc métallique est mélangé avec du soufre et chauffé, le composé sulfure de zinc est produit. Deux électrons de valence de chaque atome de zinc sont transférés à chaque atome de soufre.

Figure (PageIndex<1>) : Réaction entre le zinc et le soufre.

Comme le zinc perd des électrons dans la réaction, il s'oxyde. Le soufre gagne des électrons et est donc réduit. Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction qui implique le transfert total ou partiel d'électrons d'un réactif à un autre. Oxydation est la perte totale ou partielle d'électrons ou le gain d'oxygène. Réduction est le gain total ou partiel d'électrons ou la perte d'oxygène. UNE réaction redox est un autre terme pour une réaction d'oxydoréduction.

Chacun de ces processus peut être représenté dans une équation distincte appelée demi-réaction. UNE demi-réaction est une équation qui montre soit la réaction d'oxydation soit la réaction de réduction qui se produit au cours d'une réaction redox.

Il est important de se rappeler que les deux demi-réactions se produisent simultanément. Les ions résultants qui se forment sont alors attirés les uns vers les autres dans une liaison ionique.

Un autre exemple de réaction d'oxydoréduction impliquant un transfert d'électrons est la combinaison bien connue de sodium métallique et de chlore gazeux pour former du chlorure de sodium :

Les demi-réactions sont les suivantes :

Nous nous occuperons de l'équilibrage de ces équations à un autre moment.


7.8 : Réactions acido-basiques et d'évolution gazeuse - Mathématiques

Pendant plus de 300 ans, les substances qui se comportaient comme le vinaigre ont été classées comme acides, tandis que celles qui ont des propriétés comme la cendre d'un feu de bois ont été appelées alcalis ou bases. Le nom « acide » vient du latin acidus, qui signifie « acide » et fait référence à l'odeur piquante et au goût aigre de nombreux acides. Le vinaigre a un goût aigre parce qu'il s'agit d'une solution diluée d'acide acétique dans de l'eau le jus de citron est aigre car il contient de l'acide citrique le lait devient aigre quand il se gâte à cause de la formation d'acide lactique et l'odeur aigre de la viande pourrie peut être attribuée aux acides carboxyliques tels comme l'acide butyrique formé lorsque la graisse se gâte.

Aujourd'hui, lorsque les chimistes utilisent les mots "acide" ou "base", ils se réfèrent à un modèle développé indépendamment par Brønsted, Lowry et Bjerrum. Puisque l'énoncé le plus explicite de cette théorie était contenu dans les écrits de Bràoslashnsted, elle est plus communément connue sous le nom de « théorie acido-basique de Bràoslashnsted ».

Brønsted a soutenu que toutes les réactions acido-basiques impliquent le transfert d'un ion H +, ou proton. L'eau réagit avec elle-même, par exemple, en transférant un ion H + d'une molécule à une autre pour former un H3un ion O + et un ion OH -.

Selon cette théorie, un acide est un "donneur de protons" et une base est un "accepteur de protons".

Les acides sont souvent divisés en catégories telles que "fort" et "faible". Une mesure de la force d'un acide est la constante d'équilibre de dissociation acide , K une, pour cet acide.

Quand K une est relativement grande, nous avons un acide fort.

Quand il est petit, on a un acide faible.

Quand il est très petit, on a un acide très faible.

En 1909, S. P. L. Sørenson a suggéré que l'énorme gamme de concentrations de l'H3Les ions O + et OH - dans les solutions aqueuses pourraient être compressés en un ensemble de données plus gérable en tirant parti des mathématiques logarithmiques et en calculant le pH ou le pOH de la solution.

Le "p" dans pH et pOH est un opérateur qui indique que le négatif du logarithme doit être calculé pour toute quantité à laquelle il est attaché. Ainsi, pKune est le négatif du logarithme de la constante d'équilibre de dissociation acide.

Le seul inconvénient d'utiliser pKune comme mesure des forces relatives des acides est le fait que les grands nombres décrivent maintenant les acides faibles, et les petits nombres (négatifs) décrivent les acides forts.

HCl : paquetune = -3
CH3CO2H : paquetune = 4.7
H2O : paquetune = 15.7

Une caractéristique importante de la théorie de Bröslashnsted est la relation qu'elle crée entre les acides et les bases. Chaque acide de Brønsted a une base conjuguée, et vice versa.

De même que la grandeur de K une est une mesure de la force d'un acide, la valeur de K b reflète la force de sa base conjuguée. Considérez ce qui se passe lorsque nous multiplions le K une expression pour un acide générique (HA) par le K b expression de sa base conjuguée (A - ).

Si nous remplaçons maintenant chaque terme de cette équation par la constante d'équilibre appropriée, nous obtenons l'équation suivante.

Parce que le produit de K une fois K b est un nombre relativement petit, l'acide ou sa base conjuguée peut être "fort". Mais si l'un est fort, l'autre doit être faible. Ainsi, un acide fort doit avoir une base conjuguée faible.

Une base forte, par contre, doit avoir un acide conjugué faible.

L'eau a un effet limitant sur la force des acides et des bases. Tous les acides forts se comportent de la même manière dans l'eau - les solutions 1 M d'acides forts se comportent toutes comme des solutions 1 M de H3O + ion - et les acides très faibles ne peuvent pas agir comme acides dans l'eau. Cependant, les réactions acide-base ne doivent pas nécessairement se produire dans l'eau. Lorsque d'autres solvants sont utilisés, la gamme complète de la force acide-base indiquée dans le tableau suivant peut être observée.

Composé K une paquet une Base conjuguée K b paquet b
SALUT 3 x 10 9 -9.5 JE - 3 x 10 -24 23.5
HCl 1x10 6 -6 Cl - 1x10 -20 20
H2ALORS4 1x10 3 -3 ASS4 - 1 x 10 -17 17
H3O + 55 -1.7 H2O 1,8 x 10 -16 15.7
HNO3 28 -1.4 NON3 - 3,6 x 10 -16 15.4
H3Bon de commande4 7,1 x 10 -3 2.1 H2Bon de commande4 - 1,4 x 10 -12 11.9
CH3CO2H 1,8 x 10 -5 4.7 CH3CO2 - 5,6 x 10 -10 9.3
H2S 1,0 x 10 -7 7.0 SH - 1x10 -7 7.0
H2O 1,8 x 10 -16 15.7 OH - 55 -1.7
CH3OH 1x10 -18 18 CH3O - 1x10 4 -4
HCCH 1x10 -25 25 HCC - 1x10 11 -11
NH3 1x10 -33 33 NH2 - 1x10 19 -19
H2 1x10 -35 35 H - 1 x 10 21 -21
CH2=CH2 1x10 -44 44 CH2=CH - 1x10 30 -30
CH4 1x10 -49 49 CH3 - 1 x 10 35 -35

Les acides les plus forts sont dans le coin supérieur gauche de ce tableau, les bases les plus fortes dans le coin inférieur droit. Chaque base est suffisamment forte pour déprotoner l'acide dans n'importe quelle ligne au-dessus. L'ion hydrure (H - ), par exemple, peut convertir un alcool en sa base conjuguée


Les acides et les bases sont partout

Chaque liquide que vous voyez aura probablement soit acide ou alors de base traits. Eau (H2O) peut être à la fois un acide et une base, selon la façon dont vous le regardez. Il peut être considéré comme un acide dans certaines réactions et une base dans d'autres. L'eau peut même réagir avec elle-même pour former des acides et des bases. Cela se produit en très petites quantités, cela ne changera donc pas du tout vos expériences. Ça va comme ça:

Vous voyez comment l'ion hydrogène a été transféré ?

La plupart du temps, les ions positifs et négatifs dans l'eau distillée sont en quantités égales et s'annulent. La plupart de l'eau que vous buvez du robinet contient d'autres ions. Ces ions spéciaux en solution font quelque chose d'acide ou de basique. Dans votre corps, il y a de petits composés appelés acides aminés. Le nom vous dit que ce sont des acides. Dans les fruits, il y a quelque chose qui s'appelle l'acide citrique. C'est aussi un acide. Mais qu'en est-il du bicarbonate de soude ? Lorsque vous mettez cela dans l'eau, cela crée une solution basique. Le vinaigre? Acide.

Alors qu'est-ce qui fait un acide ou une base ? Un chimiste nommé Svante Arrhénius a trouvé un moyen de définir les acides et les bases en 1887. Il a vu que lorsque vous mettez des molécules dans l'eau, elles se décomposent parfois et libèrent un ion H + (hydrogène). À d'autres moments, vous constatez la libération d'un ion OH - (hydroxyde). Lorsqu'un ion hydrogène est libéré, la solution devient acide. Lorsqu'un ion hydroxyde est libéré, la solution devient basique. Ces deux ions spéciaux déterminent si vous regardez un acide ou une base. Par exemple, le vinaigre est également appelé acide acétique. (D'accord, cela donne la réponse.) Si vous regardez ses atomes quand il est dans l'eau, vous verrez la molécule CH3COOH divisé en CH3COO- et H+. Cet ion hydrogène est la raison pour laquelle on l'appelle un acide. Les chimistes utilisent le mot "dissocié" pour décrire la rupture d'un composé.

Les scientifiques utilisent ce qu'on appelle le pH échelle pour mesurer à quel point un liquide est acide ou basique. Bien qu'il puisse y avoir de nombreux types d'ions dans une solution, le pH se concentre sur les concentrations d'ions hydrogène (H + ) et d'ions hydroxyde (OH - ). L'échelle mesure les valeurs de 0 jusqu'à 14. L'eau distillée est 7 (juste au milieu). Les acides se trouvent entre 0 et 7. Les bases vont de 7 à 14. La plupart des liquides que vous trouvez tous les jours ont un pH proche de 7. Ils sont soit un peu en dessous, soit un peu au-dessus de cette marque. Lorsque vous commencez à regarder le pH des produits chimiques, les chiffres peuvent aller à l'extrême. Si jamais vous allez dans un laboratoire de chimie, vous pourriez trouver des solutions avec un pH de 1 et d'autres avec un pH de 14. Il existe également des acides très forts avec des valeurs de pH inférieures à 1, comme l'acide de batterie. Les bases avec des valeurs de pH proches de 14 comprennent le nettoyant pour drains et l'hydroxyde de sodium (NaOH). Ces produits chimiques sont très dangereux.


Ucture.com%ZFcalendar%23view_name%3 ogle Drive Google+ GGoogle Google Play Microsoft Word Onl.. Mail - haramirezhal. P Pearson Réactions acido-basiques et de dégagement gazeux Question Complétez la réaction suivante, qui représente la décomposition de l'acide carbonique. H2CO3(aq) → Sélectionnez la bonne réponse ci-dessous : O H20(1) + C02(g) OH,0(g) +CO,(g) O H2(g) + CO3(g) O aucune de ces réponses A FEEDRACK PLUS Précédent EN hutu

Complétez la réaction suivante, qui représente la décomposition de l'acide carbonique.

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14.7 Titrages acide-base

Comme vu dans le chapitre sur la stoechiométrie des réactions chimiques, les titrages peuvent être utilisés pour analyser quantitativement les solutions pour leurs concentrations en acide ou en base. Dans cette section, nous explorerons les équilibres chimiques sous-jacents qui font de la titrimétrie acide-base une technique analytique utile.

Courbes de titrage

Une courbe de titrage est un tracé d'une propriété de solution en fonction de la quantité de titrant ajouté. Pour les titrages acido-basiques, le pH de la solution est une propriété utile à surveiller car il varie de manière prévisible avec la composition de la solution et, par conséquent, peut être utilisé pour surveiller la progression du titrage et détecter son point final. L'exemple d'exercice suivant montre le calcul du pH d'une solution de titrage après l'ajout de plusieurs volumes de titrant spécifiés. Le premier exemple implique un titrage d'acide fort qui ne nécessite que des calculs stoechiométriques pour dériver le pH de la solution. Le deuxième exemple concerne un titrage d'acide faible nécessitant des calculs d'équilibre.

Exemple 14.21

Calcul du pH pour les solutions de titrage : acide fort/base forte

Solution

(b) Volume de titrant = 12,50 ml. Étant donné que l'échantillon acide et le titrant basique sont à la fois monoprotiques et également concentrés, cet ajout de titrant implique moins d'une quantité stoechiométrique de base, et il est donc complètement consommé par réaction avec l'excès d'acide dans l'échantillon. La concentration d'acide restant est calculée en soustrayant la quantité consommée de la quantité initiale, puis en divisant par le volume de solution :

(c) Volume de titrant = 25,00 ml. Cet ajout de titrant implique une quantité stoechiométrique de base (le point d'équivalence), et donc seuls les produits de la réaction de neutralisation sont en solution (eau et NaCl). Ni le cation ni l'anion de ce sel ne subissent d'ionisation acide-base, le seul processus générant des ions hydronium est l'autoprotolyse de l'eau. La solution est neutre, ayant un pH = 7,00.

(d) Volume de titrant = 37,50 ml. Cela implique l'ajout de titrant au-delà du point d'équivalence. Le pH de la solution est ensuite calculé en utilisant la concentration en ion hydroxyde :

pH = 14 − pOH = 14 + log([OH − ]) = 14 + log(0,0200) = 12,30

Vérifiez votre apprentissage

Réponse:

0.00: 1.000 15.0: 1.5111 25.0: 7 40.0: 12.523

Exemple 14.22

Titrage d'un acide faible avec une base forte

Calculer le pH de la solution de titrage après l'ajout des volumes suivants de titrant NaOH :

Solution

(b) L'acide et le titrant sont tous deux monoprotiques et les solutions d'échantillon et de titrant sont également concentrées, ce volume de titrant représente donc le point d'équivalence. Contrairement à l'exemple d'acide fort ci-dessus, cependant, le mélange réactionnel dans ce cas contient une base conjuguée faible (ion acétate). Le pH de la solution est calculé en tenant compte de l'ionisation basique de l'acétate, qui est présent à une concentration de

L'ionisation basique de l'acétate est représentée par l'équation

En supposant X << 0,0500, le pH peut être calculé via l'approche ICE habituelle : K b = x 2 0,0500 M K b = x 2 0,0500 M

Notez que le pH au point d'équivalence de ce titrage est significativement supérieur à 7, comme prévu lors du titrage d'un acide faible avec une base forte.

(c) Volume de titrant = 12,50 ml. Ce volume représente la moitié de la quantité stoechiométrique de titrant, et donc la moitié de l'acide acétique a été neutralisée pour donner une quantité équivalente d'ions acétate. Les concentrations de ces partenaires acide-base conjugués sont donc égales. Une approche pratique pour calculer le pH est l'utilisation de l'équation de Henderson-Hasselbalch :

(pH = pKune au point de demi-équivalence dans un titrage d'un acide faible)

(d) Volume de titrant = 37,50 ml. Ce volume représente un excès stoechiométrique de titrant et une solution réactionnelle contenant à la fois le produit de titrage, l'ion acétate et l'excès de titrant fort. Dans de telles solutions, le pH de la solution est déterminé principalement par la quantité de base forte en excès :

Vérifiez votre apprentissage

Réponse:

0,00 ml : 2,37 15,0 ml : 3,92 25,00 ml : 8,29 30,0 ml : 12,097

L'exécution de calculs supplémentaires similaires à ceux de l'exemple précédent permet une évaluation plus complète des courbes de titrage. Un résumé des paires de données pH/volume pour les titrages d'acide fort et faible est fourni dans le tableau 14.2 et tracé sous forme de courbes de titrage dans la figure 14.18. Une comparaison de ces deux courbes illustre plusieurs concepts importants qu'il est préférable d'aborder en identifiant les quatre étapes d'un titrage :

état initial (volume de titrant ajouté = 0 ml) : le pH est déterminé par l'acide en cours de titrage car les deux échantillons d'acide sont également concentrés, l'acide faible présentera un pH initial plus élevé

point de pré-équivalence (0 ml < V < 25 ml) : le pH de la solution augmente progressivement et l'acide est consommé par réaction avec la composition titrée ajoutée comprend l'acide n'ayant pas réagi et le produit de réaction, sa base conjuguée

point d'équivalence (V = 25 ml) : une augmentation drastique du pH est observée lorsque la composition de la solution passe d'acide à neutre (pour l'échantillon d'acide fort) ou basique (pour l'échantillon d'acide faible), le pH étant déterminé par ionisation de la base conjuguée du acide

point de postéquivalence (V > 25 ml) : le pH est déterminé par la quantité de titrant de base forte en excès ajouté puisque les deux échantillons sont titrés avec le même titrant, les deux courbes de titrage semblent similaires à ce stade.

Volume de 0,100 M NaOH ajouté (mL) Moles de NaOH ajoutées Valeurs de pH 0,100 M HCl 1 Valeurs de pH 0,100 M CH3CO2H2
0.0 0.0 1.00 2.87
5.0 0.00050 1.18 4.14
10.0 0.00100 1.37 4.57
15.0 0.00150 1.60 4.92
20.0 0.00200 1.95 5.35
22.0 0.00220 2.20 5.61
24.0 0.00240 2.69 6.13
24.5 0.00245 3.00 6.44
24.9 0.00249 3.70 7.14
25.0 0.00250 7.00 8.72
25.1 0.00251 10.30 10.30
25.5 0.00255 11.00 11.00
26.0 0.00260 11.29 11.29
28.0 0.00280 11.75 11.75
30.0 0.00300 11.96 11.96
35.0 0.00350 12.22 12.22
40.0 0.00400 12.36 12.36
45.0 0.00450 12.46 12.46
50.0 0.00500 12.52 12.52

Indicateurs acido-basiques

L'équilibre dans une solution de l'indicateur acide-base méthyl orange, un acide faible, peut être représenté par une équation dans laquelle nous utilisons HIn comme une représentation simple pour la molécule complexe de méthyl orange :

L'anion de l'orange de méthyle, In − , est jaune et la forme non ionisée, HIn, est rouge. Lorsque nous ajoutons de l'acide à une solution de méthylorange, la concentration accrue en ions hydronium déplace l'équilibre vers la forme rouge non ionisée, conformément au principe de Le Châtelier. Si nous ajoutons de la base, nous déplaçons l'équilibre vers la forme jaune. Ce comportement est tout à fait analogue à l'action des tampons.

La couleur perçue d'une solution indicatrice est déterminée par le rapport des concentrations des deux espèces In - et HIn. Si la plupart de l'indicateur (généralement environ 60 à 90 % ou plus) est présent sous la forme In - , la couleur perçue de la solution est jaune. Si la plupart est présente sous forme de HIn, alors la couleur de la solution apparaît en rouge. L'équation de Henderson-Hasselbalch est utile pour comprendre la relation entre le pH d'une solution indicatrice et sa composition (donc, la couleur perçue) :

Dans les solutions où pH > pKune, le terme logarithmique doit être positif, indiquant un excès de la forme base conjuguée de l'indicateur (solution jaune). Quand pH < pKune, le terme log doit être négatif, indiquant un excès de l'acide conjugué (solution rouge). Lorsque le pH de la solution est proche du pKa indicateur, des quantités appréciables des deux partenaires conjugués sont présentes et la couleur de la solution est celle d'une combinaison additive de chacun (jaune et rouge, donnant de l'orange). L'intervalle de changement de couleur (ou intervalle de pH) pour un indicateur acido-basique est défini comme la plage de valeurs de pH sur laquelle un changement de couleur est observé, et pour la plupart des indicateurs cette plage est d'environ pKune ± 1.

Il existe de nombreux indicateurs acido-basiques différents qui couvrent une large gamme de valeurs de pH et peuvent être utilisés pour déterminer le pH approximatif d'une solution inconnue par un processus d'élimination. Les indicateurs universels et le papier pH contiennent un mélange d'indicateurs et présentent différentes couleurs à différents pH. La figure 14.19 présente plusieurs indicateurs, leurs couleurs et leurs intervalles de changement de couleur.

Les courbes de titrage illustrées à la figure 14.20 illustrent le choix d'un indicateur approprié pour des titrages spécifiques. Dans le titrage des acides forts, l'utilisation de l'un des trois indicateurs devrait produire des changements de couleur assez nets et des déterminations précises du point final. Pour ce titrage, le pH de la solution atteint la limite inférieure de l'intervalle de changement de couleur de l'orange de méthyle après ajout de

24 ml de titrant, moment auquel la solution initialement rouge commencerait à apparaître orange. Lorsque 25 ml de titrant ont été ajoutés (le point d'équivalence), le pH est bien au-dessus de la limite supérieure et la solution apparaîtra jaune. Le point final du titrage peut alors être estimé comme le volume de titrant qui produit un changement de couleur orange à jaune distinct. Ce changement de couleur serait difficile à discerner avec précision pour la plupart des yeux humains. Des estimations plus précises du point final du titrage sont possibles en utilisant soit du tournesol, soit de la phénolphtaléine, qui présentent tous deux des intervalles de changement de couleur qui sont englobés par la forte augmentation du pH qui se produit autour du point d'équivalence de 25,00 ml.

La courbe de titrage de l'acide faible de la figure 14.20 montre qu'un seul des trois indicateurs est adapté à la détection du point final. Si du méthyl orange est utilisé dans ce titrage, la solution subira un changement de couleur graduel du rouge à l'orange au jaune sur un intervalle de volume relativement important (0 à 6 ml), complétant le changement de couleur bien avant le point d'équivalence (25 ml) a été atteint. L'utilisation de tournesol montrerait un changement de couleur qui commence après l'ajout de 7 à 8 ml de solution titrée et se termine juste avant le point d'équivalence. La phénolphtaléine, d'autre part, présente un intervalle de changement de couleur qui encadre bien le changement brusque de pH se produisant au point d'équivalence du titrage. Un changement de couleur brusque de l'incolore au rose sera observé dans un très petit intervalle de volume autour du point d'équivalence.


Modules d'étude dynamique : équilibre des fluides, des électrolytes et des acides et des bases

A. La soif. La déshydratation du SNC entraîne une confusion et une léthargie évoluant vers le coma, une irritabilité neuromusculaire accrue mise en évidence par des contractions et des convulsions.

B. Perte de soluté, rétention d'eau, ou les deux (par exemple, perte excessive de Na+ par vomissements, diarrhée, brûlure de la peau, aspiration gastrique ou utilisation excessive de diurétiques) déficit en aldostérone (maladie d'Addison) maladie rénale libération excessive d'ADH ingestion excessive de H2O

C. Les signes les plus courants sont ceux d'un dysfonctionnement neurologique dû à un gonflement du cerveau. Si les quantités de sodium sont normales mais que l'eau est excessive, les symptômes sont les mêmes que ceux d'un excès d'eau : confusion mentale étourdissements coma si le développement se fait lentement contractions musculaires, irritabilité et convulsions si la maladie évolue rapidement. Dans l'hyponatrémie accompagnée d'une perte d'eau, les principaux signes sont une diminution du volume sanguin et de la pression artérielle (choc circulatoire).


Contenu

Le concept de pH a été introduit pour la première fois par le chimiste danois Søren Peder Lauritz Sørensen au laboratoire Carlsberg en 1909 [5] et révisé au pH moderne en 1924 pour s'adapter aux définitions et aux mesures en termes de cellules électrochimiques. Dans les premiers articles, la notation avait H • comme indice de la minuscule p, donc : pH•.

Pour le signe p, je propose le nom « exposant d'ions hydrogène » et le symbole pH•. Alors, pour l'exposant de l'ion hydrogène (pH•) d'une solution, la valeur négative du logarithme briggsien du facteur de normalité des ions hydrogène correspondant doit être comprise. [5]

Le sens exact de la p dans pH est contesté, car Sørensen n'a pas expliqué pourquoi il l'a utilisé. [6] Il décrit une façon de le mesurer en utilisant potentiel différences, et il représente le négatif Puissance de 10 dans la concentration des ions hydrogène. Tous les mots pour ceux-ci commencent par p en français, allemand et danois, toutes les langues publiées dans Sørensen : le laboratoire Carlsberg était francophone, l'allemand était la langue dominante de l'édition scientifique et Sørensen était danois. Il a également utilisé "q" de la même manière ailleurs dans le document. Donc le "p" pourrait signifier le français puissance, allemand Potenz, ou danois potens, signifiant "pouvoir", ou cela pourrait signifier "potentiel". Il se peut aussi qu'il ait simplement étiqueté la solution de test "p" et la solution de référence "q" arbitrairement ces lettres sont souvent appariées. [7] Il y a peu pour soutenir la suggestion que "pH" représente les termes latins pondus hydrogénii (quantité d'hydrogène) ou Potentiel Hydrogène (puissance de l'hydrogène).

Actuellement en chimie, le p signifie "cologarithme décimal de", et est également utilisé dans le terme pKune, utilisé pour les constantes de dissociation acide [8] et pOH, l'équivalent pour les ions hydroxyde.

La bactériologiste Alice C. Evans, célèbre pour l'influence de son travail sur la production laitière et la sécurité alimentaire, a attribué à William Mansfield Clark et à ses collègues (dont elle faisait partie) le développement de méthodes de mesure du pH dans les années 1910, qui ont eu une grande influence sur l'utilisation en laboratoire et industrielle par la suite. . Dans ses mémoires, elle ne mentionne pas combien, ou combien peu, Clark et ses collègues savaient sur le travail de Sørensen quelques années auparavant. [9] : 10 Elle a dit :

Dans ces études [du métabolisme bactérien], l'attention du Dr Clark s'est portée sur l'effet de l'acide sur la croissance des bactéries. Il a découvert que c'est l'intensité de l'acide en termes de concentration en ions hydrogène qui affecte leur croissance. Mais les méthodes existantes de mesure de l'acidité déterminaient la quantité, et non l'intensité, de l'acide. Ensuite, avec ses collaborateurs, le Dr Clark a développé des méthodes précises pour mesurer la concentration en ions hydrogène. Ces méthodes ont remplacé la méthode de titrage inexacte pour déterminer la teneur en acide utilisée dans les laboratoires biologiques du monde entier. En outre, ils se sont avérés applicables dans de nombreux processus industriels et autres dans lesquels ils ont été largement utilisés. [9] : 10

La première méthode électronique de mesure du pH a été inventée par Arnold Orville Beckman, professeur au California Institute of Technology en 1934. [10] C'était en réponse au producteur d'agrumes local Sunkist qui souhaitait une meilleure méthode pour tester rapidement le pH des citrons qu'ils étaient. cueillir dans leurs vergers voisins. [11]

PH Modifier

Le pH est défini comme le logarithme décimal de l'inverse de l'activité des ions hydrogène, uneH+, dans une solution. [4]

Par exemple, pour une solution avec une activité en ions hydrogène de 5×10 -6 (à ce niveau, c'est essentiellement le nombre de moles d'ions hydrogène par litre de solution) il y a 1/(5×10 -6 ) = 2 ×10 5 , donc une telle solution a un pH de log10(2×10 5 ) = 5,3 . Considérons l'exemple suivant : une quantité de 10 7 moles d'eau pure (pH 7), soit 180 tonnes métriques (18 × 10 7 g), contient près de 18 g d'ions hydrogène dissociés.

Notez que le pH dépend de la température. Par exemple, à 0 °C, le pH de l'eau pure est d'environ 7,47. À 25 °C, il est de 7,00 et à 100 °C, il est de 6,14.

Cette définition a été adoptée parce que les électrodes sélectives d'ions, qui sont utilisées pour mesurer le pH, réagissent à l'activité. Idéalement, le potentiel d'électrode, E, suit l'équation de Nernst, qui, pour l'ion hydrogène peut être écrite comme

E est un potentiel mesuré, E 0 est le potentiel d'électrode standard, R est la constante des gaz, T est la température en kelvins, F est la constante de Faraday. Pour H + le nombre d'électrons transférés est un. Il s'ensuit que le potentiel d'électrode est proportionnel au pH lorsque le pH est défini en termes d'activité. La mesure précise du pH est présentée dans la norme internationale ISO 31-8 comme suit : [12] Une cellule galvanique est installée pour mesurer la force électromotrice (fem) entre une électrode de référence et une électrode sensible à l'activité des ions hydrogène lorsqu'elles sont toutes les deux immergé dans la même solution aqueuse. L'électrode de référence peut être une électrode au chlorure d'argent ou une électrode au calomel. L'électrode sélective d'ions hydrogène est une électrode à hydrogène standard.

Électrode de référence | solution concentrée de KCl || solution d'essai | H2 | pt [ éclaircissements nécessaires ]

Tout d'abord, la cellule est remplie d'une solution d'activité ionique hydrogène connue et la fem, ES, est mesuré. Puis la fem, EX, de la même cellule contenant la solution de pH inconnu est mesurée.

La différence entre les deux valeurs de force électromotrice mesurées est proportionnelle au pH. Cette méthode d'étalonnage évite d'avoir à connaître le potentiel standard de l'électrode. La constante de proportionnalité, 1/z est idéalement égal à 1 2.303 R T / F <2.303RT/F>> > le « versant Nernstien ».

Pour appliquer ce procédé dans la pratique, une électrode de verre est utilisée plutôt que l'électrode à hydrogène encombrante. Une électrode de verre combinée a une électrode de référence intégrée. Il est calibré par rapport à des solutions tampons d'activité connue des ions hydrogène. L'IUPAC (Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée) a proposé l'utilisation d'un ensemble de solutions tampons d'activité H+ connue. [4] Deux ou plusieurs solutions tampons sont utilisées afin de tenir compte du fait que la « pente » peut différer légèrement de l'idéal. Pour mettre en œuvre cette approche d'étalonnage, l'électrode est d'abord immergée dans une solution étalon et la lecture sur un pH-mètre est ajustée pour être égale à la valeur du tampon étalon. La lecture d'une seconde solution tampon standard est ensuite ajustée, à l'aide du contrôle "pente", pour être égale au pH de cette solution. De plus amples détails sont donnés dans les recommandations de l'UICPA. [4] Lorsque plus de deux solutions tampons sont utilisées, l'électrode est calibrée en ajustant les valeurs de pH observées à une ligne droite par rapport aux valeurs de tampon standard. Commercial standard buffer solutions usually come with information on the value at 25 °C and a correction factor to be applied for other temperatures.

The pH scale is logarithmic and therefore pH is a dimensionless quantity.

P[H] Edit

This was the original definition of Sørensen in 1909, [13] which was superseded in favor of pH in 1924. [H] is the concentration of hydrogen ions, denoted [H + ] in modern chemistry, which appears to have units of concentration. More correctly, the thermodynamic activity of H + in dilute solution should be replaced by [H + ]/c0, where the standard state concentration c0 = 1 mol/L. This ratio is a pure number whose logarithm can be defined.

However, it is possible to measure the concentration of hydrogen ions directly, if the electrode is calibrated in terms of hydrogen ion concentrations. One way to do this, which has been used extensively, is to titrate a solution of known concentration of a strong acid with a solution of known concentration of strong alkaline in the presence of a relatively high concentration of background electrolyte. Since the concentrations of acid and alkaline are known, it is easy to calculate the concentration of hydrogen ions so that the measured potential can be correlated with concentrations. The calibration is usually carried out using a Gran plot. [14] Thus, the effect of using this procedure is to make activity equal to the numerical value of concentration.

The glass electrode (and other ion selective electrodes) should be calibrated in a medium similar to the one being investigated. For instance, if one wishes to measure the pH of a seawater sample, the electrode should be calibrated in a solution resembling seawater in its chemical composition, as detailed below.

The difference between p[H] and pH is quite small. It has been stated [15] that pH = p[H] + 0.04. It is common practice to use the term "pH" for both types of measurement.

PH indicators Edit

Average pH of common solutions
Substance pH range Taper
Battery acid < 1 Acid
Gastric acid 1.0 – 1.5
Le vinaigre 2.5
du jus d'orange 3.3 – 4.2
Black coffee 5 – 5.03
Du lait 6.5 – 6.8
Eau pure 7 Neutre
Sea water 7.5 – 8.4 Base
Ammoniac 11.0 – 11.5
Eau de Javel 12.5
Lye 13.0 – 13.6

Indicators may be used to measure pH, by making use of the fact that their color changes with pH. Visual comparison of the color of a test solution with a standard color chart provides a means to measure pH accurate to the nearest whole number. More precise measurements are possible if the color is measured spectrophotometrically, using a colorimeter or spectrophotometer. Universal indicator consists of a mixture of indicators such that there is a continuous color change from about pH 2 to pH 10. Universal indicator paper is made from absorbent paper that has been impregnated with universal indicator. Another method of measuring pH is using an electronic pH meter.

POH Edit

pOH is sometimes used as a measure of the concentration of hydroxide ions, OH − . pOH values are derived from pH measurements. The concentration of hydroxide ions in water is related to the concentration of hydrogen ions by

KW is the self-ionization constant of water. Taking logarithms

So, at room temperature, pOH ≈ 14 − pH. However this relationship is not strictly valid in other circumstances, such as in measurements of soil alkalinity.

Extremes of pH Edit

Measurement of pH below about 2.5 (ca. 0.003 mol dm −3 acid) and above about 10.5 (ca. 0.0003 mol dm −3 alkaline) requires special procedures because, when using the glass electrode, the Nernst law breaks down under those conditions. Various factors contribute to this. It cannot be assumed that liquid junction potentials are independent of pH. [16] Also, extreme pH implies that the solution is concentrated, so electrode potentials are affected by ionic strength variation. At high pH the glass electrode may be affected by "alkaline error", because the electrode becomes sensitive to the concentration of cations such as Na + and K + in the solution. [17] Specially constructed electrodes are available which partly overcome these problems.

Runoff from mines or mine tailings can produce some very low pH values. [18]

Non-aqueous solutions Edit

Hydrogen ion concentrations (activities) can be measured in non-aqueous solvents. pH values based on these measurements belong to a different scale from aqueous pH values, because activities relate to different standard states. Hydrogen ion activity, uneH +, can be defined [19] [20] as:

μH + is the chemical potential of the hydrogen ion, μ H + ⊖ >>^> is its chemical potential in the chosen standard state, R is the gas constant and T is the thermodynamic temperature. Therefore, pH values on the different scales cannot be compared directly due to different solvated proton ions such as lyonium ions, requiring an intersolvent scale which involves the transfer activity coefficient of hydronium/lyonium ion.

pH is an example of an acidity function. Other acidity functions can be defined. For example, the Hammett acidity function, H0, has been developed in connection with superacids.

Unified absolute pH scale Edit

In 2010, a new "unified absolute pH scale" has been proposed that would allow various pH ranges across different solutions to use a common proton reference standard. It has been developed on the basis of the absolute chemical potential of the proton. This model uses the Lewis acid–base definition. This scale applies to liquids, gases and even solids. [21]

Pure water is neutral. When an acid is dissolved in water, the pH will be less than 7 (25 °C). When a base, or alkali, is dissolved in water, the pH will be greater than 7. A solution of a strong acid, such as hydrochloric acid, at concentration 1 mol dm −3 has a pH of 0. A solution of a strong alkali, such as sodium hydroxide, at concentration 1 mol dm −3 , has a pH of 14. Thus, measured pH values will lie mostly in the range 0 to 14, though negative pH values and values above 14 are entirely possible. Since pH is a logarithmic scale, a difference of one pH unit is equivalent to a tenfold difference in hydrogen ion concentration.

The pH of neutrality is not exactly 7 (25 °C), although this is a good approximation in most cases. Neutrality is defined as the condition where [H + ] = [OH − ] (or the activities are equal). Since self-ionization of water holds the product of these concentration [H + ]×[OH − ] = Kw, it can be seen that at neutrality [H + ] = [OH − ] = √ Kw , or pH = pKw/2. pKw is approximately 14 but depends on ionic strength and temperature, and so the pH of neutrality does also. Pure water and a solution of NaCl in pure water are both neutral, since dissociation of water produces equal numbers of both ions. However the pH of the neutral NaCl solution will be slightly different from that of neutral pure water because the hydrogen and hydroxide ions' activity is dependent on ionic strength, so Kw varies with ionic strength.

If pure water is exposed to air it becomes mildly acidic. This is because water absorbs carbon dioxide from the air, which is then slowly converted into bicarbonate and hydrogen ions (essentially creating carbonic acid).

PH in soil Edit

Classification of soil pH ranges Edit

The United States Department of Agriculture Natural Resources Conservation Service, formerly Soil Conservation Service classifies soil pH ranges as follows: [22]

Dénomination pH range
Ultra acidic < 3.5
Extremely acidic 3.5–4.4
Very strongly acidic 4.5–5.0
Strongly acidic 5.1–5.5
Moderately acidic 5.6–6.0
Slightly acidic 6.1–6.5
Neutre 6.6–7.3
Slightly alkaline 7.4–7.8
Moderately alkaline 7.9–8.4
Strongly alkaline 8.5–9.0
Very strongly alkaline > 9.0

In Europe, topsoil pH is influenced by soil parent material, erosional effects, climate and vegetation. A recent map [23] of topsoil pH in Europe shows the alkaline soils in Mediterranean, Hungary, East Romania, North France. Scandinavian countries, Portugal, Poland and North Germany have more acid soils.

Measuring soil pH Edit

Soil in the field is a heterogeneous colloidal system that comprises sand, silt, clays, microorganisms, plant roots, and myriad other living cells and decaying organic material. Soil pH is a master variable that affects myriad processes and properties of interest to soil and environmental scientists, farmers, and engineers. [24] To quantify the concentration of the H + in such a complex system, soil samples from a given soil horizon are brought to the laboratory where they are homogenized, sieved, and sometimes dried prior to analysis. A mass of soil (e.g., 5 g field-moist to best represent field conditions) is mixed into a slurry with distilled water or 0.01 M CaCl2 (e.g., 10 mL). After mixing well, the suspension is stirred vigorously and allowed to stand for 15–20 minutes, during which time, the sand and silt particles settle out and the clays and other colloids remain suspended in the overlying water, known as the aqueous phase. A pH electrode connected to a pH meter is calibrated with buffered solutions of known pH (e.g., pH 4 and 7) before being inserting into the upper portion of the aqueous phase, and the pH is measured. A combination pH electrode incorporates both the H + sensing electrode (glass electrode) and a reference electrode that provides a pH-insensitive reference voltage and a salt bridge to the hydrogen electrode. In other configurations, the glass and reference electrodes are separate and attach to the pH meter in two ports. The pH meter measures the potential (voltage) difference between the two electrodes and converts it to pH. The separate reference electrode is usually the calomel electrode, the silver-silver chloride electrode is used in the combination electrode. [24]

There are numerous uncertainties in operationally defining soil pH in the above way. Since an electrical potential difference between the glass and reference electrodes is what is measured, the activity of H + is really being quantified, rather than concentration. The H + activity is sometimes called the "effective H + concentration" and is directly related to the chemical potential of the proton and its ability to do chemical and electrical work in the soil solution in equilibrium with the solid phases. [25] Clay and organic matter particles carry negative charge on their surfaces, and H + ions attracted to them are in equilibrium with H + ions in the soil solution. The measured pH is quantified in the aqueous phase only, by definition, but the value obtained is affected by the presence and nature of the soil colloids and the ionic strength of the aqueous phase. Changing the water-to-soil ratio in the slurry can change the pH by disturbing the water-colloid equilibrium, particularly the ionic strength. The use of 0.01 M CaCl2 instead of water obviates this effect of water-to-soil ratio and gives a more consistent approximation of "soil pH" that relates to plant root growth, rhizosphere and microbial activity, drainage water acidity, and chemical processes in the soil. Using 0.01 M CaCl2 brings all of the soluble ions in the aqueous phase closer to the colloidal surfaces, and allows the H + activity to be measured closer to them. Using the 0.01 M CaCl2 solution thereby allows a more consistent, quantitative estimation of H + activity, especially if diverse soil samples are being compared in space and time.

PH in nature Edit

pH-dependent plant pigments that can be used as pH indicators occur in many plants, including hibiscus, red cabbage (anthocyanin), and grapes (red wine). The juice of citrus fruits is acidic mainly because it contains citric acid. Other carboxylic acids occur in many living systems. For example, lactic acid is produced by muscle activity. The state of protonation of phosphate derivatives, such as ATP, is pH-dependent. The functioning of the oxygen-transport enzyme hemoglobin is affected by pH in a process known as the Root effect.

Seawater Edit

The pH of seawater is typically limited to a range between 7.5 and 8.4. [26] It plays an important role in the ocean's carbon cycle, and there is evidence of ongoing ocean acidification caused by carbon dioxide emissions. [27] However, pH measurement is complicated by the chemical properties of seawater, and several distinct pH scales exist in chemical oceanography. [28]

As part of its operational definition of the pH scale, the IUPAC defines a series of buffer solutions across a range of pH values (often denoted with NBS or NIST designation). These solutions have a relatively low ionic strength (≈0.1) compared to that of seawater (≈0.7), and, as a consequence, are not recommended for use in characterizing the pH of seawater, since the ionic strength differences cause changes in electrode potential. To resolve this problem, an alternative series of buffers based on artificial seawater was developed. [29] This new series resolves the problem of ionic strength differences between samples and the buffers, and the new pH scale is referred to as the 'total scale', often denoted as pHT. The total scale was defined using a medium containing sulfate ions. These ions experience protonation, H + + SO 2−
4 ⇌ HSO −
4 , such that the total scale includes the effect of both protons (free hydrogen ions) and hydrogen sulfate ions:

An alternative scale, the 'free scale', often denoted 'pHF', omits this consideration and focuses solely on [H + ]F, in principle making it a simpler representation of hydrogen ion concentration. Only [H + ]T can be determined, [30] therefore [H + ]F must be estimated using the [SO 2−
4 ] and the stability constant of HSO −
4 , K *
S :

However, it is difficult to estimate K *
S in seawater, limiting the utility of the otherwise more straightforward free scale.

Another scale, known as the 'seawater scale', often denoted 'pHSWS', takes account of a further protonation relationship between hydrogen ions and fluoride ions, H + + F − ⇌ HF. Resulting in the following expression for [H + ]SWS:

However, the advantage of considering this additional complexity is dependent upon the abundance of fluoride in the medium. In seawater, for instance, sulfate ions occur at much greater concentrations (>400 times) than those of fluoride. As a consequence, for most practical purposes, the difference between the total and seawater scales is very small.

The following three equations summarise the three scales of pH:

In practical terms, the three seawater pH scales differ in their values by up to 0.12 pH units, differences that are much larger than the accuracy of pH measurements typically required, in particular, in relation to the ocean's carbonate system. [28] Since it omits consideration of sulfate and fluoride ions, the free scale is significantly different from both the total and seawater scales. Because of the relative unimportance of the fluoride ion, the total and seawater scales differ only very slightly.

Living systems Edit

pH in living systems [31]
Compartment pH
Gastric acid 1.5-3.5 [32]
Lysosomes 4.5
Human skin 4.7 [33]
Granules of chromaffin cells 5.5
Urine 6.0
Cytosol 7.2
Blood (natural pH) 7.34–7.45
Cerebrospinal fluid (CSF) 7.5
Mitochondrial matrix 7.5
Pancreas secretions 8.1

The pH of different cellular compartments, body fluids, and organs is usually tightly regulated in a process called acid–base homeostasis. The most common disorder in acid–base homeostasis is acidosis, which means an acid overload in the body, generally defined by pH falling below 7.35. Alkalosis is the opposite condition, with blood pH being excessively high.

The pH of blood is usually slightly basic with a value of pH 7.365. This value is often referred to as physiological pH in biology and medicine. Plaque can create a local acidic environment that can result in tooth decay by demineralization. Enzymes and other proteins have an optimum pH range and can become inactivated or denatured outside this range.

The calculation of the pH of a solution containing acids and/or bases is an example of a chemical speciation calculation, that is, a mathematical procedure for calculating the concentrations of all chemical species that are present in the solution. The complexity of the procedure depends on the nature of the solution. For strong acids and bases no calculations are necessary except in extreme situations. The pH of a solution containing a weak acid requires the solution of a quadratic equation. The pH of a solution containing a weak base may require the solution of a cubic equation. The general case requires the solution of a set of non-linear simultaneous equations.

A complicating factor is that water itself is a weak acid and a weak base (see amphoterism). It dissociates according to the equilibrium

where [H + ] stands for the concentration of the aqueous hydronium ion and [OH − ] represents the concentration of the hydroxide ion. This equilibrium needs to be taken into account at high pH and when the solute concentration is extremely low.

Strong acids and bases Edit

Strong acids and bases are compounds that, for practical purposes, are completely dissociated in water. Under normal circumstances this means that the concentration of hydrogen ions in acidic solution can be taken to be equal to the concentration of the acid. The pH is then equal to minus the logarithm of the concentration value. Hydrochloric acid (HCl) is an example of a strong acid. The pH of a 0.01M solution of HCl is equal to −log10(0.01), that is, pH = 2. Sodium hydroxide, NaOH, is an example of a strong base. The p[OH] value of a 0.01M solution of NaOH is equal to −log10(0.01), that is, p[OH] = 2. From the definition of p[OH] above, this means that the pH is equal to about 12. For solutions of sodium hydroxide at higher concentrations the self-ionization equilibrium must be taken into account.

Self-ionization must also be considered when concentrations are extremely low. Consider, for example, a solution of hydrochloric acid at a concentration of 5×10 −8 M. The simple procedure given above would suggest that it has a pH of 7.3. This is clearly wrong as an acid solution should have a pH of less than 7. Treating the system as a mixture of hydrochloric acid and the amphoteric substance water, a pH of 6.89 results. [34]

Weak acids and bases Edit

A weak acid or the conjugate acid of a weak base can be treated using the same formalism.

First, an acid dissociation constant is defined as follows. Electrical charges are omitted from subsequent equations for the sake of generality

and its value is assumed to have been determined by experiment. This being so, there are three unknown concentrations, [HA], [H + ] and [A − ] to determine by calculation. Two additional equations are needed. One way to provide them is to apply the law of mass conservation in terms of the two "reagents" H and A.

C stands for analytical concentration. In some texts, one mass balance equation is replaced by an equation of charge balance. This is satisfactory for simple cases like this one, but is more difficult to apply to more complicated cases as those below. Together with the equation defining Kune, there are now three equations in three unknowns. When an acid is dissolved in water CUNE = CH = Cune, the concentration of the acid, so [A] = [H]. After some further algebraic manipulation an equation in the hydrogen ion concentration may be obtained.

Solution of this quadratic equation gives the hydrogen ion concentration and hence p[H] or, more loosely, pH. This procedure is illustrated in an ICE table which can also be used to calculate the pH when some additional (strong) acid or alkaline has been added to the system, that is, when CUNE ≠ CH.

For example, what is the pH of a 0.01M solution of benzoic acid, pKune = 4.19?

  • Step 1: K a = 10 − 4.19 = 6.46 × 10 − 5 =6.46 imes 10^<-5>>
  • Step 2: Set up the quadratic equation. [ H ] 2 + 6.46 × 10 − 5 [ H ] − 6.46 × 10 − 7 = 0 >]^<2>+6.46 imes 10^<-5>[>]-6.46 imes 10^<-7>=0>
  • Step 3: Solve the quadratic equation. [ H + ] = 7.74 × 10 − 4 p H = 3.11 >]=7.74 imes 10^<-4>quad mathrm =3.11>

For alkaline solutions an additional term is added to the mass-balance equation for hydrogen. Since addition of hydroxide reduces the hydrogen ion concentration, and the hydroxide ion concentration is constrained by the self-ionization equilibrium to be equal to K w [ H + ] ><>>>>

In this case the resulting equation in [H] is a cubic equation.

General method Edit

Some systems, such as with polyprotic acids, are amenable to spreadsheet calculations. [35] With three or more reagents or when many complexes are formed with general formulae such as ApBqHr,the following general method can be used to calculate the pH of a solution. For example, with three reagents, each equilibrium is characterized by an equilibrium constant, β.

Next, write down the mass-balance equations for each reagent:

Note that there are no approximations involved in these equations, except that each stability constant is defined as a quotient of concentrations, not activities. Much more complicated expressions are required if activities are to be used.

There are 3 non-linear simultaneous equations in the three unknowns, [A], [B] and [H]. Because the equations are non-linear, and because concentrations may range over many powers of 10, the solution of these equations is not straightforward. However, many computer programs are available which can be used to perform these calculations. There may be more than three reagents. The calculation of hydrogen ion concentrations, using this formalism, is a key element in the determination of equilibrium constants by potentiometric titration.


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The atomic weights given on these tables are the most recent (2007) values as accepted by the IUPAC.


A combustion reaction is a type of redox reaction in which a combustible material combines with an oxidizer to form oxidized products and generate heat (exothermic reaction). Usually, in a combustion reaction oxygen combines with another compound to form carbon dioxide and water. An example of a combustion reaction is the burning of naphthalene:
C10H8 + 12 O2 → 10 CO2 + 4H2O

In an isomerization reaction, the structural arrangement of a compound is changed but its net atomic composition remains the same.