S'abonner à un flux RSS
PH (HU) : Différence entre versions
(→Signification précise et mesure du pH) |
|||
| (2 révisions intermédiaires par un utilisateur sont masquées) | |||
| Ligne 1 : | Ligne 1 : | ||
''<u>Traduction anglaise</u> : pH'' | ''<u>Traduction anglaise</u> : pH'' | ||
| − | <u>Dernière mise à jour</u> : | + | <u>Dernière mise à jour</u> : 15/04/2025 |
| − | Abréviation de l'expression « potentiel Hydrogène » ('' | + | Abréviation de l'expression « potentiel Hydrogène » (''potential Hydrogen'') ; de façon simple, le pH mesure le caractère acide ou basique d'une solution aqueuse : |
* la solution est acide si son pH est inférieur à 7, | * la solution est acide si son pH est inférieur à 7, | ||
* elle est basique s'il est compris entre 7 et 14 (valeur maximum mesurable). | * elle est basique s'il est compris entre 7 et 14 (valeur maximum mesurable). | ||
| Ligne 11 : | Ligne 11 : | ||
La signification précise du pH a varié depuis l'invention du concept en 1909 (voir l'[https://fr.wikipedia.org/wiki/Potentiel_hydrog%C3%A8ne article de Wikipédia]). | La signification précise du pH a varié depuis l'invention du concept en 1909 (voir l'[https://fr.wikipedia.org/wiki/Potentiel_hydrog%C3%A8ne article de Wikipédia]). | ||
| − | Le pH est défini | + | Le pH est défini par la relation (1) : |
| + | |||
<center><math>pH = − log(aH) \quad</math> (1)</center> | <center><math>pH = − log(aH) \quad</math> (1)</center> | ||
| + | |||
où <math>aH</math> (sans dimension) représente l’activité des ions hydrogène H<sup>+</sup>. Le pH est lui-même une grandeur sans dimension. | où <math>aH</math> (sans dimension) représente l’activité des ions hydrogène H<sup>+</sup>. Le pH est lui-même une grandeur sans dimension. | ||
| − | De façon plus précise, l’Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA) donne aujourd’hui une définition du pH à partir d’une méthode électrochimique expérimentale. La méthode consiste à comparer la force électromotrice (fem) produite dans une cellule électrochimique par la solution à tester (X) avec celle produite par une solution de référence (S) (2) : | + | De façon plus précise, l’Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA) donne aujourd’hui une définition du pH à partir d’une méthode électrochimique expérimentale. La méthode consiste à comparer la force électromotrice (fem) produite dans une cellule électrochimique par la solution à tester (X) avec celle produite par une solution de référence (S), ce qui est résumé par la relation (2) : |
<center><math>pH(X) = pH(S) + \frac{(E(S)− E(X)).F}{R.T.ln(10)} \quad</math> (2)</center> | <center><math>pH(X) = pH(S) + \frac{(E(S)− E(X)).F}{R.T.ln(10)} \quad</math> (2)</center> | ||
| + | |||
avec : | avec : | ||
* <math>pH(X)</math> : pH de la solution inconnue ; | * <math>pH(X)</math> : pH de la solution inconnue ; | ||
| − | * <math>pH(S)</math> : pH connu de la solution de référence S ; | + | * <math>pH(S)</math> : pH connu de la solution de référence <math>S</math> ; |
| − | * <math>E(X)</math> : fem de la cellule avec la solution inconnue X (V) ; | + | * <math>E(X)</math> : fem de la cellule avec la solution inconnue <math>X (V)</math> ; |
| − | * <math>E(S)</math> : fem de la cellule avec la solution de référence S (V) ; | + | * <math>E(S)</math> : fem de la cellule avec la solution de référence <math>S (V)</math> ; |
* <math>F</math> = 96 485 : constante de Faraday (C mol<sup>−1</sup>) ; | * <math>F</math> = 96 485 : constante de Faraday (C mol<sup>−1</sup>) ; | ||
* <math>R</math> = 8,314 472 : constante universelle des gaz parfaits (J mol<sup>−1</sup> K<sup>−1</sup>) ; | * <math>R</math> = 8,314 472 : constante universelle des gaz parfaits (J mol<sup>−1</sup> K<sup>−1</sup>) ; | ||
| Ligne 35 : | Ligne 38 : | ||
La valeur du pH conditionne un grand nombre d'équilibres physico-chimiques dans les milieux aquatiques. Une variation de sa valeur peut donc modifier cet équilibre et provoquer par exemple un [[Relargage (HU)|relargage]] de substances toxiques ou une modification de leur [[Biodisponibilité (HU)|biodisponibilité]]. De façon générale, des pH faibles (eaux acides) augmentent le risque de présence de [[Métaux lourds (HU)|métaux]] sous une forme ionique plus toxique. Des pH élevés augmentent les concentrations d’[[Ammoniac (HU)|ammoniac]], toxique pour les poissons. | La valeur du pH conditionne un grand nombre d'équilibres physico-chimiques dans les milieux aquatiques. Une variation de sa valeur peut donc modifier cet équilibre et provoquer par exemple un [[Relargage (HU)|relargage]] de substances toxiques ou une modification de leur [[Biodisponibilité (HU)|biodisponibilité]]. De façon générale, des pH faibles (eaux acides) augmentent le risque de présence de [[Métaux lourds (HU)|métaux]] sous une forme ionique plus toxique. Des pH élevés augmentent les concentrations d’[[Ammoniac (HU)|ammoniac]], toxique pour les poissons. | ||
| − | Différents éléments peuvent modifier le pH d'un milieu aquatique : rejets polluants, [[Pluie acide (HU)|pluies acides]], décomposition de la matière organique (qui diminue le pH), etc | + | Différents éléments peuvent modifier le pH d'un milieu aquatique : rejets polluants, [[Pluie acide (HU)|pluies acides]], décomposition de la matière organique (qui diminue le pH), etc. |
En eau douce, le pH ne semble cependant pas avoir d'incidence écologique directe forte tant qu'il reste compris entre 6 et 8.5. En milieu marin, la sensibilité du plancton est plus forte, et les perturbations commencent à apparaître dès que le pH descend en dessous de 7,5 (valeurs normales en milieu marin comprises entre 8,2 et 8,3) ; elles se généralisent si le pH descend en dessous de 6,5. L’une des conséquences majeures du [[Changement climatique (HU)|changement climatique]] est la diminution généralisée du pH des océans. D'une façon générale, l'augmentation de l'acidité des eaux provoque le dépérissement de la végétation et favorise le relargage de certaines substances toxiques. Par exemple, si le milieu est acide, l'acide sulfhydrique (HS<sup>-</sup>) se transforme en [[Sulfure d'hydrogène / H2S (HU)|sulfure d'hydrogène]] (H<sub>2</sub>S) toxique, en revanche si le milieu est basique, il précipite sous la forme de sulfures relativement inoffensifs. | En eau douce, le pH ne semble cependant pas avoir d'incidence écologique directe forte tant qu'il reste compris entre 6 et 8.5. En milieu marin, la sensibilité du plancton est plus forte, et les perturbations commencent à apparaître dès que le pH descend en dessous de 7,5 (valeurs normales en milieu marin comprises entre 8,2 et 8,3) ; elles se généralisent si le pH descend en dessous de 6,5. L’une des conséquences majeures du [[Changement climatique (HU)|changement climatique]] est la diminution généralisée du pH des océans. D'une façon générale, l'augmentation de l'acidité des eaux provoque le dépérissement de la végétation et favorise le relargage de certaines substances toxiques. Par exemple, si le milieu est acide, l'acide sulfhydrique (HS<sup>-</sup>) se transforme en [[Sulfure d'hydrogène / H2S (HU)|sulfure d'hydrogène]] (H<sub>2</sub>S) toxique, en revanche si le milieu est basique, il précipite sous la forme de sulfures relativement inoffensifs. | ||
Version actuelle en date du 15 avril 2025 à 13:27
Traduction anglaise : pH
Dernière mise à jour : 15/04/2025
Abréviation de l'expression « potentiel Hydrogène » (potential Hydrogen) ; de façon simple, le pH mesure le caractère acide ou basique d'une solution aqueuse :
- la solution est acide si son pH est inférieur à 7,
- elle est basique s'il est compris entre 7 et 14 (valeur maximum mesurable).
[modifier] Signification précise et mesure du pH
La signification précise du pH a varié depuis l'invention du concept en 1909 (voir l'article de Wikipédia).
Le pH est défini par la relation (1) :
où $ aH $ (sans dimension) représente l’activité des ions hydrogène H+. Le pH est lui-même une grandeur sans dimension.
De façon plus précise, l’Union Internationale de Chimie Pure et Appliquée (UICPA) donne aujourd’hui une définition du pH à partir d’une méthode électrochimique expérimentale. La méthode consiste à comparer la force électromotrice (fem) produite dans une cellule électrochimique par la solution à tester (X) avec celle produite par une solution de référence (S), ce qui est résumé par la relation (2) :
avec :
- $ pH(X) $ : pH de la solution inconnue ;
- $ pH(S) $ : pH connu de la solution de référence $ S $ ;
- $ E(X) $ : fem de la cellule avec la solution inconnue $ X (V) $ ;
- $ E(S) $ : fem de la cellule avec la solution de référence $ S (V) $ ;
- $ F $ = 96 485 : constante de Faraday (C mol−1) ;
- $ R $ = 8,314 472 : constante universelle des gaz parfaits (J mol−1 K−1) ;
- $ T $ : température absolue (K).
[modifier] Importance de la notion de pH en hydrologie et en écologie
La valeur du pH conditionne un grand nombre d'équilibres physico-chimiques dans les milieux aquatiques. Une variation de sa valeur peut donc modifier cet équilibre et provoquer par exemple un relargage de substances toxiques ou une modification de leur biodisponibilité. De façon générale, des pH faibles (eaux acides) augmentent le risque de présence de métaux sous une forme ionique plus toxique. Des pH élevés augmentent les concentrations d’ammoniac, toxique pour les poissons.
Différents éléments peuvent modifier le pH d'un milieu aquatique : rejets polluants, pluies acides, décomposition de la matière organique (qui diminue le pH), etc.
En eau douce, le pH ne semble cependant pas avoir d'incidence écologique directe forte tant qu'il reste compris entre 6 et 8.5. En milieu marin, la sensibilité du plancton est plus forte, et les perturbations commencent à apparaître dès que le pH descend en dessous de 7,5 (valeurs normales en milieu marin comprises entre 8,2 et 8,3) ; elles se généralisent si le pH descend en dessous de 6,5. L’une des conséquences majeures du changement climatique est la diminution généralisée du pH des océans. D'une façon générale, l'augmentation de l'acidité des eaux provoque le dépérissement de la végétation et favorise le relargage de certaines substances toxiques. Par exemple, si le milieu est acide, l'acide sulfhydrique (HS-) se transforme en sulfure d'hydrogène (H2S) toxique, en revanche si le milieu est basique, il précipite sous la forme de sulfures relativement inoffensifs.
[modifier] Importance du pH en assainissement
Dans les systèmes d'assainissement les variations du pH de l'eau sont surtout contrôlées pour éviter les risques de corrosion. Un milieu acide est en effet très corrosif, aussi bien pour les canalisations que pour les équipements électromécaniques. La fermentation anaérobie dans les dépôts peut provoquer des dégagements de sulfures, et en particulier de sulfure d'hydrogène (H2S). Ce dernier peut à son tour être oxydé et produire de l'acide sulfurique (H2SO4) qui en se diluant dans l'eau va abaisser la valeur du pH.
Pour en savoir plus :
