Photographie/Physique-chimie/Solutions-tampons - Mesure du pH

Stabilisation du pH.
Si la solution normale d'éthanoate (acétate) 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.
Corps amphotères.
Les corps amphotères sont capables de neutraliser aussi bien un acide qu'une base. L'hydroxyde d'étain en est un exemple :
formula_1
formula_2
Le type même du corps amphotère est d'ailleurs l'eau, qui fournit aussi facilement des ions acide formula_3 que des ions basiques formula_4.
Mesure du pH.
L'une des façons les plus simples de déterminer le pH d'une solution est d'utiliser des indicateurs colorés, substances capables de changer de couleur selon le milieu dans lequel on les plonge. Ce sont des composés amphotères dont la couleur change de part et d'autre d'une zone sensible plus ou moins large. On peut citer :
On fabrique également des papiers indicateurs de pH, imprégnés d'un mélange d'indicateurs colorés judicieusement choisis de telle sorte qu'à chaque valeur du pH on obtienne une teinte différente. Il suffit de tremper ces papiers dans la solution à étudier et de comparer la couleur obtenue à une charte fournie par le fabricant.
On trouve aussi des bandelettes comportant plusieurs pastilles colorées dont chacune vire pour une valeur différente du pH. Le choix est relativement vaste entre les papiers « universels » et les bandelettes spécialisées pour les pH faibles, forts ou moyens, ou pour certaines zones spécifiques.
Les indicateurs colorés sont peu onéreux pour des mesures occasionnelles et leur mise en œuvre est immédiate. Ces avantages sont contrebalancés par une précision pas toujours excellente. Parfois les résultats peuvent être complètement faux si les corps en solution décomposent les indicateurs.
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.

Photographie/Physique-chimie/Ions complexes

Il arrive fréquemment que certains ions puissent réagir sur d'autres ions ou sur des molécules pour former de nouveaux ions de structure plus complexe.
L'acide perchlorique formula_1, le plus fort acide connu, ne donne en solution que des ions formula_2 et des ions formula_3, aucune réaction ne permet de mettre en évidence d'autres ions, chlore et oxygène par exemple. L'ion composé est donc, dans ces conditions, parfaitement stable. Dans le même ordre d'idées, les ions formula_4 du chlorure de cobalt formula_5 peuvent fixer six molécules d'ammoniac pour donner le chlorure de cobaltihexammine formula_6. 
L'ammoniac qui se trouve dans l'ion complexe formula_7 est totalement dissimulé à ses réactifs habituels. Par contre, d'autres ions complexes sont très instables : la dissolution du gaz ammoniac dans l'eau engendre une base partiellement ionisée où existe l'ion ammonium.
formula_8
L'ion ammonium ainsi formé est instable et il suffit de chauffer quelque peu la solution pour faire évaporer l'ammoniac.
Entre les cas où les ions simples peuvent coexister sans réagir et ceux où ils se combinent entièrement, toutes les possibilités intermédiaires sont possibles et on se trouve alors en présence d'équilibres du type :
formula_9 avec 
formula_10
Lors du fixage des surfaces sensibles, les halogénures d'argent formula_11 très peu solubles passent à l'état de sels complexes en présence des ions thiosulfate (hyposulfite), en deux temps :
formula_12
formula_13
Certains ions étant inchangés, cette dernière réaction s'écrit plus simplement :
formula_14
avec des constantes telles que :
formula_15
La solubilité des halogénures d'argent est très faible et donnée par les produits de solubilité suivants :
formula_16
formula_17
formula_18
Lors du fixage des films et des papiers argentiques, au fur et à mesure que le sel d'argent passe à l'état de complexe, la concentration en ions thiosulfate diminue et celle des ions argentithiosulfate augmente. K étant une constante, la concentration en ions argent augmente également, de même que celle des ions halogénure libérés par la dissolution du sel. 
La dissolution des sels d'argent non développés ne peut être complète que s'il existe un excès d'ions thiosulfate. Si les concentrations en ions argent et halogénure sont telles que le produit de solubilité est atteint, alors la dissolution du sel s'arrête. En fait, lorsque la concentration des ions thiosulfate est insuffisante, c'est le sel complexe insoluble qui se forme et, bien que l'argent soit plus ou moins stabilisé, il ne peut plus être totalement éliminé par lavage. Les films ou les épreuves semblent convenablement fixés mais à terme, ils finiront par se dégrader.
Le simple examen des chiffres montre par ailleurs que la solubilisation des iodures est plus difficile que celle des bromures, elle même plus difficile que celle des chlorures.

Philosophie/Thalès de Milet
Thalès I de "Milet" II "(-625/-620" ⏳", à Milet — -548/-545" ⏳", à Milet)"
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"Philosophe" III "présocratique" IV et savant "ionien" V.
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B. Sa pensée
À voir

Philosophie/Thalès de Milet/Thalès dans la littérature

Ces textes pourront donner une idée de l'importance de la figure de Thalès dans l'histoire universelle.
, "Commentaire au traité de l’âme", Leçon 13
Bernardin de Saint-Pierre, "Harmonies de la nature"
Chateaubriand, "Essai historique, politique et moral sur les révolutions anciennes et modernes", Chapitre XXI Siècle de Solon
Auguste Comte, "Discours sur l'esprit positif" 
Marcellin Berthelot, "Origines de l'alchimie"
, "La Philosophie à l'époque de la tragédie grecque"

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