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

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## 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 :
$SnO_{2}H_{2}+2HCl\to SnCl_{2}+2H_{2}O\,$
             (chlorure stanneux)
$SnO_{2}H_{2}+NaOH\to NaSnO_{2}H+H_{2}O\,$
             (stannite de sodium)
Le type même du corps amphotère est d'ailleurs l'eau, qui fournit aussi facilement des ions acide $H_{3}O^{+}\,$ que des ions basiques $OH^{-}\,$.

## 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 :
* l'hélianthine qui est rouge au-dessous de 3 et jaune au-dessus de 4,5,
* la phtaléine du phénol incolore au-dessous de 8 et pourpre intense au-dessus de 10.
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.
* électrode de référence à l'argent-chlorure d'argent et électrode en verre pour la mesure du pH
* électrode de référence à l'argent-chlorure d'argent et électrode en verre pour la mesure du pH
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