Voir la source de Potentiel hydrogène

{{Redirect|pH|homonymie=PH (homonymie)}}
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[[File:Colored pH indicator (circle).png|center|341px|Indicateur de pH coloré]]
|-
| style="border: 1px solid #CCCCCC; background: #FFFFFF; padding: 1px;" colspan="2" align="center" | '''pH de solutions du quotidien :'''
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! Substance || pH approximatif
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| [[Acide chlorhydrique]] (à {{unité|37|[[pourcentage massique|%m]]}}) || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#660000" |<center>-1,1</center>
|-
| [[Acide chlorhydrique]] (1 mol/L) || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#990000" |<center>0</center>
|-
| [[Drainage minier acide]] (DMA) ||bgcolor=#990000 style="color:#FFFFFF;"|<center><1,0</center>
|- 
| [[Acide]] d'un [[Batterie d'accumulateurs|accumulateur ou batterie]]|| style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#cc0000" |<center><1,0</center>
|-
| [[Suc gastrique|Acide gastrique]] || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#ff0000" |<center>2,0</center>
|-
| [[Jus de citron]] || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#ff3300" |<center>2,4 – 2,6</center>
|-
| [[Cola]]<ref>[http://www.ac-orleans-tours.fr/physique/phyel/cinq/pH/pH.htm {{citation|L'acidité, le pH}}], sur le site de l'[[académie d'Orléans-Tours]].</ref> || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#ff3300" |<center>2,5</center>
|-
| [[Vinaigre]] alimentaire (de 6 à 8%) || bgcolor="#ff6600" |<center>2,5 – 2,9</center>
|-
| [[Jus d'orange]] ou [[Jus de pomme|de pomme]] || bgcolor="#ff9900" |<center>3,5</center>
|-
| [[Vin]] || bgcolor="#ffcc00" |<center>4,0</center>
|-
| [[Bière]] || bgcolor="#ffcc00" |<center>4,5</center>
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| [[Café]] || bgcolor="#ffff00" |<center>5,0</center>
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| [[Thé]] || bgcolor="#ccff00" |<center>5,5</center>
|-
| [[Pluie acide]] || bgcolor="#ccff00" |<center><5,6</center>
|-
| [[Lait]] || bgcolor="#66cc00" |<center>6,5</center>
|-
| [[Salive]] humaine || bgcolor="#66cc00" |<center>6,5 – 7,4</center>
|-
| style="border: 1px solid #CCCCCC; background: #FFFFFF;" | [[Eau]] pure || bgcolor="#33cc00" |<center>7,0</center>
|-
| [[Sang]] || bgcolor="#00cc33" |<center>7,38 – 7,42</center>
|-
| [[Eau de mer]] ||bgcolor=#009966 style="color:#FFFFFF;"|<center>8,2</center>
|-
| [[Savon]] ||bgcolor=#006699 style="color:#FFFFFF;"|<center>9,0 – 10,3</center>
|-
| [[Eau de Javel]] || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#0033cc" |<center>11,5</center>
|-
| [[Chaux (matière)|Chaux]] || style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#0000cc" |<center>12,5</center>
|-
| [[Hydroxyde de sodium|Soude]] (1 mol/L)|| style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#0000cc" |<center>14,0</center>
|-
| [[Hydroxyde de sodium|Soude]] (saturée)|| style="color:#FFFFFF;" bgcolor="#000099" |<center>15,0</center>
|}

Le '''potentiel hydrogène''', noté '''pH''', est une mesure de l'[[activité chimique]] des [[hydron]]s (appelés aussi couramment [[proton]]s ou ions hydrogène<ref group="note">Un ion hydrogène est un atome d'hydrogène qui a perdu son unique [[électron]]. Or l'atome d’hydrogène n'est constitué que d’un proton (pour son [[Isotopes de l'hydrogène|isotope]] le plus courant [[protium|<sup>1</sup>H]]) et d'un électron. Un ion <sup>1</sup>H<sup>+</sup> n'est donc effectivement plus qu'un proton ; mais l'ion <sup>1</sup>H<sup>-</sup>, appelé [[anion hydrure]], existe effectivement aussi.</ref>) en solution. Notamment, en [[solution aqueuse]], ces ions sont présents sous la forme de l'[[ion hydronium]] (le plus simple des [[ion oxonium|ions oxonium]]).

Plus souvent, le pH mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Ainsi, dans un milieu aqueux à {{température|25|°C}} :
* une solution de pH = 7 est dite neutre ;
* une solution de pH < 7 est dite [[acide]] ; plus son pH diminue, plus elle est acide ;
* une solution de pH > 7 est dite [[Base (chimie)|basique]] ; plus son pH augmente, plus elle est basique.

== Historique ==

En [[1893]], le [[chimiste]] [[Danemark|danois]] [[Søren Sørensen]], qui travaille alors au laboratoire [[Carlsberg]] à [[Copenhague]] sur les effets des concentrations de quelques [[ion]]s sur des [[protéine]]s lors des processus de fabrication de la bière, remarque l’importance des ions hydrogène et décide d’introduire le concept de pH<ref name="chemheritage">{{lien web|langue=en |url=http://www.chemheritage.org/classroom/chemach/electrochem/sorensen.html |titre=Søren Sørenson |consulté le=9 janvier 2007 |série={{lang|en|Chemical Achievers - The Human Face of the Chemical Science}} |éditeur={{lang|en|Chemical Heritage Foundation}} }}.</ref>. Dans l’article où est évoqué le pH pour la première fois, Sørensen utilise la notation p{{ind|H}}<ref>{{de}} Søren Peder Lauritz Sørensen, « ''{{lang|de|Enzymstudien. {{II}}: Mitteilung. Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionenkoncentration bei enzymatischen Prozessen}}'' », dans ''{{lang|de|Biochemische Zeitschrift}}'', {{vol.|21}}, 1909, {{p.|131-304}}.</ref>. Dans cette publication, il donne au sigle la signification en latin ''{{lang|la|Pondus Hydrogenii}}'' (« poids de l’hydrogène ») ; mais dans les comptes-rendus de travaux qu’il rédige au sein du laboratoire Carlsberg de l’[[université de Copenhague]] la même année, p est l’abréviation du mot allemand ''{{lang|de|potenz}}'' (potentiel) et H est le symbole de l’[[hydrogène]]<ref>{{en}} ''Comptes rendus des travaux du laboratoire Carlsberg'', {{vol.|8}}, {{p.|1}}, Copenhague, 1909 {{ISSN|0075-7497}}.</ref>. Sørensen définit alors l’acidité d’une solution comme étant le [[cologarithme]] [[décimal]] de la [[concentration molaire]] (exprimée en [[Mole (unité)|moles]] par [[litre]]) en ions hydrogène : 

:<math>\mathrm{p_H}=-\log_{10} \left[ \mathrm{H}^+ \right]</math>

Le principe d’une telle échelle de pH est accepté par la communauté scientifique, notamment grâce au chimiste [[Allemagne|allemand]] [[Leonor Michaelis]], qui publie en 1909 un livre sur la concentration en [[ion hydronium]] (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>)<ref>{{en}} [http://www.geocities.com/bioelectrochemistry/sorensen.htm Søren Peter Lauritz Sørensen], sur le site ''geocities.com/bioelectrochemistry''.</ref>. 
En 1924, à la suite de l’introduction du concept d’[[Activité chimique|activité]], Sørensen publie un nouvel article précisant que le pH dépend plutôt de l’activité que de la concentration en H{{exp|+}}<ref>{{Lien web |langue=en |url=http://chem.lapeer.org/Chem2Docs/pHFacts.html |titre={{lang|en|The facts about pH}} |prénom=Patrick |nom=Gormley |année=2003}}.</ref>. Entretemps, la notation '''pH''' a été adoptée, sans que l’on sache vraiment qui en a été l’initiateur :

:<math> \mathrm{pH} = -\log_{10} \; a ( \mathrm{H}^+ )</math>

Par la suite, la lettre « p » est reprise dans plusieurs notations usuelles en chimie, pour désigner le cologarithme : p''K'', pOH, pCl{{etc.}} La signification du sigle « pH » a été adaptée par chaque langue. Ainsi, par pH, on entendra « potentiel hydrogène »<ref>[http://atilf.atilf.fr/dendien/scripts/tlfiv5/advanced.exe?8;s=869030055; « pH »] dans le ''[[Trésor de la langue française informatisé]]''.</ref>{{,}}<ref>{{Lien web |url=http://www.futura-sciences.com/fr/comprendre/glossaire/definition/t/matiere-1/d/ph_222/ |titre=pH |site=Futura-Sciences |consulté le=10 mai 2006}}.</ref> en français, « ''{{lang|de|Potenz Hydrogene}}'' » en allemand, « ''{{lang|en|potential hydrogen}}'' »<ref>{{Lien web|langue=en|titre={{lang|en|pH quiz Study Guide}}|url=http://www.morrisonlabs.com/ph_study_guide.htm|site=morrisonlabs.com}}.</ref> en anglais, ou « ''{{lang|es|potencial hidrógeno}}'' » en espagnol.

La notion d’acidité, qui était à la base uniquement qualitative, s’est vue dotée d’un caractère quantitatif avec les apports de la [[théorie de Brønsted-Lowry]] et du pH. Alors qu’au début du {{XXe siècle}} on utilisait uniquement des [[indicateur de pH|indicateurs de pH]] pour justifier du caractère acide ou basique d’une solution, les évolutions en [[électrochimie]] ont permis à l’[[Union internationale de chimie pure et appliquée|IUPAC]] de se tourner dans les [[années 1990]] vers une nouvelle définition du pH, permettant des [[#Mesure et indicateurs|mesures]] plus précises<ref name="chemheritage"/>.

== Définitions ==
=== Définition classique ===

Depuis le milieu du {{XXe siècle}}, l’[[Union internationale de chimie pure et appliquée|IUPAC]] reconnaît officiellement la définition de Sørensen du pH<ref>{{en}}« ''{{lang|en|Manual of Symbols and Terminology for Physicochemical Quantities and Units}}'' », {{2e}} {{abréviation discrète|rév.|révision}}, dans ''{{lang|en|Pure Appl. Chem.}}'' {{numéro|51}}, {{p.|1}}, 1979.</ref>. Elle est utilisée dans les [[Programme d'enseignement|programmes scolaires]] (études supérieures) et les dictionnaires :

:<math>\mathrm{pH}= -\log \,\, a_\mathrm{H}</math>

où ''a''{{ind|H}} (également noté ''a''(H{{exp|+}}) ou {H{{exp|+}}}) désigne l’activité des ions hydrogène H{{exp|+}}, sans dimension. Le pH est lui-même une grandeur sans dimension.

Cette définition formelle ne permet pas des mesures directes de pH, ni même des calculs. Le fait que le pH dépende de l’activité des ions hydrogène induit que le pH dépend de plusieurs autres facteurs, tels que l’influence du solvant. Toutefois, il est possible d’obtenir des [[#Mesure et indicateurs|valeurs approchées de pH]] par le calcul, à l’aide de définitions plus ou moins exactes de l’activité.

=== Loi de Nernst ===

L’[[Union internationale de chimie pure et appliquée|IUPAC]] donne aujourd’hui une définition du pH à partir d’une méthode électrochimique expérimentale. Elle consiste à utiliser la [[Équation de Nernst|relation de Nernst]] dans la cellule électrochimique suivante :

:''Électrode de référence | Solution de KCl concentré | Solution X | H{{ind|2}} | Pt (électrode à hydrogène)''

À l’aide de mesures de la [[force électromotrice]] (notée fem ou f.e.m.) de la cellule avec une solution X et une solution S de référence, on  obtient :

:<math>\mathrm{pH(X)} = \mathrm{pH(S)} + \frac{(E_\text{S} - E_\text{X})F}{RT \ln 10}</math>
avec
:pH(X) : pH de la solution inconnue
:pH(S) : pH tabulé de la solution de référence S
:''E''{{ind|X}} : f.e.m. de la cellule avec la solution inconnue X ;
:''E''{{ind|S}} : f.e.m. de la cellule avec la solution de référence S à la place de la solution X
:''F'' = {{unité|96485|[[Coulomb|C]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1}} : [[constante de Faraday]]
:''R'' = {{unité|8.314472|[[Joule|J]]||[[Mole (unité)|mol]]|-1|||[[kelvin|K]]|-1}} : [[constante universelle des gaz parfaits]]
:''T'' : [[température absolue]], en [[kelvin]]s

{{Démonstration|
L’électrode de travail est en fait une électrode à hydrogène (voir [[#Mesure et indicateurs]]). On considère le couple H{{exp|+}}/H{{ind|2}}.

Le potentiel électrochimique de l’électrode de travail est donné par la [[Équation de Nernst|relation de Nernst]] :
:<math>E_\mathrm W=E^0_{\mathrm H^+/\mathrm H_2}+\frac{RT}{F} \ln \frac{a(\mathrm H^+)}{a(\mathrm H_2)}</math>
Sachant que le potentiel standard du couple H{{exp|+}}/H{{ind|2}} est nul par convention (référence), on obtient :
:<math>E_\mathrm W=\frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \log  \, a(\mathrm H^+) + \frac{RT}{F} \ln \frac{1}{a(\mathrm H_2)} </math>
et donc 
:<math>E_\mathrm W=-\frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \mathrm{pH} + \frac{RT}{F} \ln \frac{1}{a(\mathrm H_2)}</math>
La f.e.m. de la cellule électrochimique est :
:<math>E=E_\mathrm W-E_\text{réf}</math>
Distinguons maintenant deux f.e.m., ''E''{{ind|X}} pour une solution inconnue, et ''E''{{ind|S}} pour une solution connue S. En les soustrayant, on a :
:<math>E_\mathrm S-E_\mathrm X=E_\mathrm{WS}-E_\text{réf}- \left( E_\mathrm{WX} - E_\text{réf} \right)=-\frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \mathrm{pH}(S) + \frac{RT}{F} \ln \frac{1}{a(\mathrm H_2)} - \left( -\frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \mathrm{pH}(X) + \frac{RT}{F} \ln \frac{1}{a(\mathrm H_2)}\right)</math>
d’où 
:<math>E_\mathrm S-E_\mathrm X=-\frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \mathrm{pH(S)} + \frac{RT}{F} \, \ln 10 \, \mathrm{pH(X)}</math>
et enfin 
:<math>\mathrm{pH(X)} = \mathrm{pH(S)} + \frac{(E_{\mathrm{S}} - E_{\mathrm{X}})F}{RT \ln 10}</math>
}}

Cette définition du pH a été standardisée par la norme [[ISO 31|ISO 31-8]] en 1992<ref>{{en}} [[Organisation internationale de normalisation]], ''{{lang|en|ISO Standards Handbook: Quantities and units}}'', ISO, Genève, 1993 {{ISBN|92-67-10185-4}}.</ref>.

=== En solution aqueuse ===
==== Définitions approximatives ====

Les manipulations liées au pH en chimie étant le plus souvent réalisées en milieu aqueux, on peut déterminer plusieurs définitions approchées du pH en [[solution aqueuse]]. En utilisant deux définitions différentes de l’activité chimique, on peut écrire les deux relations ci-dessous. Elles sont valables dans le domaine limité des solutions aqueuses de concentrations en ions inférieures à {{unité|0.1|mol||L|-1}} et n’étant ni trop acide, ni trop basique, c’est-à-dire pour des pH entre 2 et 12 environ<ref>{{GreenBook2e|page=62}}</ref>.

:<math>\mathrm{pH}=-\log_{10} \left( \gamma _\mathrm{H} \frac{[\mathrm{H}^+]}{C_0} \right)</math>
où
:''γ''{{ind|H}} est le coefficient d’activité des ions H{{exp|+}}, sans dimension
:[H{{exp|+}}] est la concentration molaire en ions H{{exp|+}}, en mol·L{{exp|-1}}
:''C''{{ind|0}} = {{unité|1|mol||L|-1}} est la concentration standard
et
:<math>\mathrm{pH}=-\log_{10} \left( \gamma _\mathrm{H} \frac{m_\mathrm{H}}{m_0} \right)</math>
où
:''γ''{{ind|H}} est le coefficient d’activité des ions H{{exp|+}}, sans dimension
:''m''{{ind|H}} est la [[molalité]] des ions H{{exp|+}}, en mol·kg{{exp|-1}}
:''m''{{ind|0}} = {{unité|1|mol||kg|-1}} est la molalité standard

Pour des concentrations encore plus faibles en ions en solution, on peut assimiler l’activité des ions H{{exp|+}} à leur concentration (le coefficient d’activité tend vers 1). On peut écrire :

:<math>\mathrm{pH}=-\log_{10} \, [\mathrm{H}^+] </math>

Par abus d’écriture, l’écriture n’est pas homogène, La concentration standard ''C''{{ind|0}} étant souvent omise pour simplifier la notation. Cette relation est la plus connue et est la plus utilisée dans l’enseignement secondaire.

Pour des acides forts en solution aqueuse à des concentrations supérieures à {{unité|1|mol||kg|-1}}, l'approximation précédente n'est plus valable : il faut se ramener à la définition 
<math display="inline">\mathrm{pH}=-\log(a(\mathrm{H_3O^+}))</math> où l'activité des ions oxonium <math>a(\mathrm{H_3 O^+})</math> tend vers 1 quand la concentration augmente, soit un pH qui tend vers <math>0^+</math>.

De même pour des bases fortes en solution aqueuse à des concentrations supérieures à {{unité|1|mol||kg|-1}}, l'activité des ions hydroxyde HO{{exp|-}} tend vers 1 ; or, par définition de ''K''{{ind|e}}, produit ionique de l'eau valant 10{{exp|-14}} à {{température|25|°C}}, on a <math>K_e = a(\mathrm{H_3 O^+}) \cdot a(\mathrm{HO}^-)</math> donc <math>a(\mathrm{H_3 O}^+)</math> ne peut être inférieure à ''K''{{ind|e}}, soit un pH qui tend vers 14 quand la concentration en base forte augmente.

==== Hydratation des ions H{{exp|+}} ====

{{Article détaillé|Ion hydronium}}

== Acides et bases ==

Brønsted et Lowry ont donné une définition simple des concepts d’[[acide]] et de [[base (chimie)|base]] comme étant respectivement un donneur et un accepteur de [[proton]]. D’autres conceptions de l’acidité sont utilisées dans les milieux non protiques (milieux où l’espèce échangeable n’est pas le proton), telles la théorie de [[Gilbert Lewis|Lewis]] :

{| class="wikitable centre" border="1"
|-----
| Théorie || Acide || Base || Domaine d’application
|-----
| Arrhenius || donneur de H{{exp|+}}
| donneur de HO{{exp|−}} || eau
|-----
| Brønsted || donneur de H{{exp|+}}
| accepteur de H{{exp|+}} || solvant protique
|-----
| Lewis || accepteur de paire e{{exp|−}} || donneur de paire e{{exp|−}}
| cas général
|}

Exemples :
* [[Hydroxyde|HO{{exp|−}}]] est une base d’[[Svante August Arrhenius|Arrhenius]], [[Joannes Brønsted|Brønsted]] et [[Gilbert Lewis|Lewis]] ;
* [[Ammoniac|{{fchim|N||H|3}}]] est une base de Brønsted et Lewis, mais pas d’Arrhenius ;
* [[Trifluorure de bore|{{fchim|B||F|3}}]] est un acide de Lewis, mais ni d’Arrhenius, ni de Brønsted.

== Autoprotolyse ==

Le pH varie dans l’intervalle défini grâce à la constante d’auto-protolyse du solvant.

En solution aqueuse, à [[conditions normales de température et de pression|température et pression standard]] (CNTP), un pH de 7,0 indique la neutralité car l’eau, [[Ampholyte|amphotère]], se dissocie naturellement en ions H{{exp|+}} et HO{{exp|-}} aux concentrations de {{unité/2|1.0|e=-7|mol||L|-1}}. Cette dissociation est appelée [[autoprotolyse]] de l’eau :

* l’eau est un acide : {{H2O}} <sub>(l)</sub> = H{{exp|+}} <sub>(aq)</sub> + HO{{exp|-}} <sub>(aq)</sub>
* l’eau est une base : {{H2O}} <sub>(l)</sub> + H{{exp|+}} <sub>(aq)</sub> = {{fchim|H|3|O{{exp|+}}}} <sub>(aq)</sub>
* d’où la réaction : {{H2O}} <sub>(l)</sub> + {{H2O}} <sub>(l)</sub> = {{fchim|H|3|O{{exp|+}}}} <sub>(aq)</sub> + HO{{exp|-}} <sub>(aq)</sub>

Dans les conditions normales de température et de pression (<small>TPN</small>), le produit ionique de l’eau ([H{{exp|+}}][HO{{exp|-}}]) vaut {{nobr|1,0116 {{x10|-14}}}}, d’où {{nobr|p''K''{{ind|e}} {{=}} 13,995}}. On peut également définir le pOH (-log a{{ind|HO{{exp|-}}}}), de sorte que {{nobr|pH + pOH {{=}} p''K''{{ind|e|}}}}.

Le pH doit être redéfini – à partir de l’[[équation de Nernst]] – en cas de changement de conditions de température, de pression ou de solvant.

== Influence de la pression et de la température ==

Le produit ionique de l’eau ([H{{exp|+}}][HO{{exp|-}}]) varie avec la pression et la température : sous {{unité|1013|hPa}} et à {{unité/2|298|K}} (<small>TPN</small>), le produit ionique vaut {{nobr|1,0116 {{x10|-14}}}}, d’où p''K''{{ind|e}} = 13,995 ; sous {{unité|10{{exp|10}}|Pa}} et à {{tmp|1073|K}}, p''K''{{ind|e}} n’est que de 7,68 : le pH d’une eau neutre est alors de 3,84 ! Sous une atmosphère de {{unité|1013|hPa}} (pression de vapeur d’eau saturante), on a : 
* à {{tmp|0|°C}} : p''K''{{ind|e}} = 14,938, d’où le pH de la neutralité = 7,4690 ;
* à {{tmp|25|°C}} : p''K''{{ind|e}} = 13,995, d’où le pH de la neutralité = 6,9975 ;
* à {{tmp|100|°C}} : p''K''{{ind|e}} = 12,265, d’où le pH de la neutralité = 6,1325.

Par conséquent, le pOH varie de la même façon et pour la même raison : la plus grande fragmentation de l'eau en proton H{{exp|+}} (en réalité ion hydronium {{fchim|H|3|O{{exp|+}}}}) et en OH{{exp|-}}. Dire que l'eau devient « plus acide » est donc assurément vrai, mais il est non moins vrai qu'elle devient en même temps et pour des raisons de parité « plus basique ». Néanmoins le résultat est bien qu'elle devient plus corrosive, problème étudié avec soin pour les échangeurs de centrales thermiques<ref>http://www.cdcorrosion.com/auteurs.html</ref>.

Le produit ionique de l’eau varie selon l’équation suivante<ref>Marshall, W.L. et E.U. Franck, ''Ion product of water substance, {{unité/2|0|–=1000|°C}}, {{unité/2|1|–=10000|bars}}. New international formulation and its background'', ''J. Phys. Chem. Ref. Data'' 10, 295 1981.</ref> :
:<math>\log K_e^* = -4{,}098 - \frac{3\;245{,}2}{T} + \frac{2{,}2362\times 10^5}{T^2} - \frac{3{,}984\times 10^7}{T^3} + \left( 13{,}957 + \frac{1\;262{,}3}{T} + \frac{8{,}5641\times 10^5}{T^2} \right) \log d_e^*</math>

dans laquelle ''K''{{ind|e}}{{exp|*}} = ''K''{{ind|e}}/(mol⋅kg{{-1}}) et ''d''{{ind|e}}{{exp|*}}=''d''{{ind|e}}/(g⋅cm{{-3}}).

Avec :
* ''T'' en kelvins ;
* ''d''{{ind|e}} la masse volumique de l'eau exprimée en g⋅cm{{-3}}.
Domaine d'application de la formule : ''T'' compris entre {{unité/2|0|et=1000|°C}}, ''P'' compris entre {{unité/2|1|et=10000|bars}} abs. 

Une autre formulation pour le calcul du p''K''{{ind|e}} est celle de l'IAPWS<ref>{{Article|langue=en|auteur=IAPWS|titre=Release on the Ionization Constant of {{H2O}}|périodique=IAPWS|date=août 2007}}</ref>

== Influence du solvant ==
Dans d’autres solvants que l’eau, le pH n’est pas fonction de la dissociation de l’eau. Par exemple, le pH de neutralité de l’[[acétonitrile]] est de 27 (<small>TPN</small>) et non de 7,0.

Le pH est défini en solution non aqueuse par rapport à la concentration en protons solvatés et non pas par rapport à la concentration en protons non dissociés. En effet, dans certains solvants peu solvatants, le pH d’un acide fort et concentré n’est pas nécessairement faible. D’autre part, selon les propriétés du solvant, l’échelle de pH se trouve décalée par rapport à l’eau. Ainsi, dans l’eau, l’acide sulfurique est un acide fort, tandis que dans l’[[éthanol]], c’est un acide faible. Travailler en milieu non aqueux rend le calcul du pH très compliqué.

== Acidité et alcalinité ==
[[Fichier:Eau PH.png|vignette|droite|pH de l'eau.]]
Un pH moins élevé que celui de la neutralité (par exemple 5 pour une solution aqueuse) indique une augmentation de l’[[acide|acidité]], et un pH plus élevé (par exemple 9 pour une solution aqueuse) indique une augmentation de l’alcalinité, c’est-à-dire de la [[base (chimie)|basicité]].

Un acide diminuera le pH d’une solution neutre ou basique ; une base augmentera le pH d’une solution acide ou neutre. Lorsque le pH d’une solution est peu sensible aux acides et aux bases, on dit qu’il s’agit d’une [[solution tampon]] (de pH) ; c’est le cas du sang, du lait ou de l’eau de mer, qui renferment des couples acido-basiques susceptibles d’amortir les fluctuations du pH, tels anhydride carbonique / hydrogénocarbonate / carbonate, acide phosphorique / hydrogénophosphate / phosphate, acide borique / borate.

Le pH d’une solution dite physiologique est de 7,41.

== Activité et concentration ==

Pour des concentrations ioniques importantes, l’activité ne peut plus être assimilée à la concentration et on doit tenir compte de la force ionique, par exemple grâce à la théorie de Debye-Hückel. Le pH d’une solution décamolaire d’acide fort n’est donc pas égal à -1, tout comme le pH d’une solution décamolaire de base forte n’est pas égal à 15. L’agressivité de telles solutions et leur force ionique importante rend la mesure du pH délicate avec les habituelles électrodes de verre. On a donc recours à d’autres méthodes s’appuyant sur les indicateurs colorés (spectroscopie <small>UV</small> ou <small>RMN</small>). Pour des concentrations élevées de H{{exp|+}}, on peut définir par analogie d’autres échelles de mesure d’acidité, telles l’[[échelle de Hammett]] H{{ind|0}}.

== Mesure ==
D’après la [[#Loi de Nernst|loi de Nernst]] établie plus haut :
:<math>\mathrm{pH(X)} = \mathrm{pH(S)} + \frac{(E_{\mathrm{S}} - E_{\mathrm{X}})F}{RT \ln 10}</math>

dans laquelle X est la solution dont le pH est inconnu et S, la solution de référence ; avec {{nobr|(''RT'' ln10)/''F'' {{=}} {{unité/2|59.159|V}}}} à {{unité/2|298|K}} (''R'' est la constante des gaz parfaits, ''T'', la température et ''F'', la constante de Faraday).

Généralement, le pH est mesuré par électrochimie avec un [[pH-mètre]], appareil comportant une [[électrode]] combinée spéciale, dite [[électrode de verre]], ou deux électrodes séparées. L’électrode de référence est en général l'[[électrode au calomel saturée]] (ECS).

Il existe de nombreuses façons de mesurer l’acidité, on utilise fréquemment des [[indicateur de pH|indicateurs de pH]].

== Formules de calcul approché du pH pour des solutions aqueuses ==
À {{température|25|°C}} p''K''{{ind|e}} = 14.

=== Cas d'un [[acide fort]] ===

:<math> \mathrm{pH} = -\log_{10}(C_\mathrm{a}),</math> où <math>C_\mathrm{a}</math> est la concentration en acide en mol/L.

Cette relation n’est pas valable pour des concentrations inférieures à {{unité|1|e=-7|mol||l|-1}} '''et ne devrait s’appliquer qu’avec des concentrations supérieures à {{unité|1|e=-5|mol||l|-1}}.''' Son application à une solution diluée à 10{{exp|-8}} donne en effet {{nobr|pH {{=}} 8}}, ce qui est absurde puisque la solution est acide et non alcaline (le pH d’une telle solution est de 6,98).

Dans le cas d’un monoacide, le pH se calcule en résolvant l’équation du troisième degré suivante : {{nobr|(H{{exp|+}}){{3}} + ''K''{{ind|a}} (H{{exp|+}}){{2}} - (H{{exp|+}}) [''K''{{ind|e}} + ''K''{{ind|a}}C{{ind|a}}] - ''K''{{ind|a}}·''K''{{ind|e}} {{=}} 0}}.

Dans le cas limite <math>K_\mathrm{a} \to +\infty</math>, l’équation précédente devient alors <math>(\mathrm{H}^+)^2 - C_\mathrm{a} (\mathrm{H}^+) - K_\mathrm{e} = 0</math> d’où on déduit que <math>(\mathrm{H}^+) = \frac{C_\mathrm{a} + \sqrt{C_\mathrm{a}^2 + 4K_\mathrm{e}}}{2}</math>. Lorsque <math>C_\mathrm{a} \gg 2\sqrt{K_\mathrm{e}} \approx 2\cdot 10^{-7}</math>, on a <math>\mathrm{pH} = - \log_{10} (\mathrm{H}^+) \approx -\log_{10} C_\mathrm{a}</math>.

=== Cas d'une [[base forte]] ===

:<math> \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_\text{e} + \log_{10}(C_\mathrm{b})</math> où <math>C_\mathrm{b}</math> est la concentration en base en mol·L{{exp|-1}}.

Cette relation est soumise aux mêmes remarques que pour le cas d’un acide fort.

=== Cas d'un [[acide faible]] ===

:<math> \mathrm{pH} = \frac{1}{2}(\mathrm{p}K_\text{a} - \log_{10}(C_\mathrm{a}))</math> où le <math>\mathrm{p}K_\text{a}</math> est celui de l’acide.

=== Cas d'une [[base faible]] ===

:<math> \mathrm{pH} = \frac{1}{2}(\mathrm{p}K_\text{a}+\mathrm{p}K_\text{e}+\log_{10}(C_\mathrm{b}))</math> où le <math>\mathrm{p}K_\text{a}</math> est celui de l’acide créé.

=== Cas d'un mélange de solutions de pH connus ===

:<math> \mathrm{pH} = -\log \left(\frac{V_1\cdot10^{-\mathrm{pH}_1}+V_2\cdot10^{-\mathrm{pH}_2}}{V_1+V_2}\right)</math>

Cette formule est très approximative, notamment si les acides ou bases utilisés sont faibles, et devrait être utilisée avec la plus grande prudence.

== pH négatif ==
Dans des solutions assez peu concentrées (on dit « solution diluée »), l’acidité est mesurée par la concentration en ions [[hydronium]] (oxonium) ou [{{fchim|H|3|O{{exp|+}}}}], car les ions H{{exp|+}} s’associent avec [{{H2O}}]. Cependant, aux fortes concentrations, cet effet est en partie contrebalancé par les coefficients d’activité qui s’effondrent aux concentrations élevées. Néanmoins, il est possible d’obtenir des pH négatifs, y compris dans le contexte des [[séquelle]]s [[Industrie minière|minières]] en cas de [[drainage minier acide]] extrême<ref>{{en}} Nordstom D.K., Alpers C.N., Ptacek C.J., Blowes D.W., ''{{lang|en|Negative pH and extremely acidic mine waters from iron Mountain, California}} [http://digitalcommons.unl.edu/cgi/viewcontent.cgi?article=1488&context=usgsstaffpub]'', ''{{lang|en|Environment Science and Technology}}'', 2000, {{vol.|13}}, {{numéro|5}}, {{p.|254-258}}.</ref>. 

L'échelle 0-14 pour le pH est une limite conventionnelle<ref>Des expériences de la famille acide-base par Danielle Cachau-Herreillat {{ISBN|2804152138|9782804152130}} Extrait : [https://books.google.fr/books?id=dI_9mBWxvLIC&lpg=PR1&hl=fr&pg=PA13#v=onepage&q&f=false]. Voir aussi 
{{Lien web|langue=en|titre=Negative pH does exists|url=http://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed083p1465}} dont l'auteur recommande d'utiliser une échelle de pH non bornée.</ref>. Ainsi une solution concentrée d'[[acide chlorhydrique]] à {{unité|37|[[pourcentage massique|%m]]}} a un pH d'environ {{nombre|-1.1}} quand une solution saturée d'[[hydroxyde de sodium]] a un pH d'environ {{nombre|15.0}}<ref>{{Article|prénom1=Kieran F.|nom1=Lim|titre=Negative pH Does Exist|périodique=[[Journal of Chemical Education]]|volume=83|numéro=10|date=2006-10-01|issn=0021-9584|doi=10.1021/ed083p1465|lire en ligne=https://dx.doi.org/10.1021/ed083p1465|consulté le=2017-04-15|pages=1465|langue=en}}.</ref>.

Les produits plus acides que l’[[acide sulfurique]] à 100 %, sont qualifiés de [[superacide]]s<ref>{{en}} R.J. Gillespie. ''{{lang|en|Accounts of Chemical Research}}'', {{vol.|1}}, 1968, {{p.|202}}.</ref>. Ceux-ci sont couramment utilisés, notamment comme [[Catalyse|catalyseurs]] pour l’[[Isomérie|isomérisation]] et le [[craquage]] des [[alcane]]s<ref>{{en}} George A. Olah, Schlosberg RH, « ''{{lang|en|Chemistry in Super Acids. {{I}}. Hydrogen Exchange and Polycondensation of Methane and Alkanes in FSO3H–SbF5 ("Magic Acid") Solution. Protonation of Alkanes and the Intermediacy of CH5+ and Related Hydrocarbon Ions. The High Chemical Reactivity of "Paraffins" in Ionic Solution Reactions}}'' », ''{{lang|en|J. Am. Chem. Soc.}}'', {{vol.|90}} (10), 1968, {{p.|2726–2727}}.</ref>{{,}}<ref>{{en}} Réponse de Richard Barrans à un étudiant, sur le site « ''{{lang|en|Ask a scientist}}'' » : [http://www.newton.dep.anl.gov/askasci/chem03/chem03808.htm lien].</ref>. De même, l'[[acide chlorhydrique#Propriétés physiques|acide chlorhydrique]] concentré possède un pH négatif.

== pH d'un sol ==
{{Article détaillé|Acidification des sols}}
Le pH d’un sol est le résultat de la composition du sol (sol calcaire, résineux{{etc.}}) et de ce qu'il reçoit (pluie, engrais{{etc.}}). Il a une influence sur l’assimilation des [[nutriment]]s et [[oligo-élément]]s par une [[plante]].
<gallery widths="200px" heights="150px" perrow="2">
Fichier:Flower 658.jpg|Fleurs d'hortensia en sol acide
Fichier:FlorFlower.JPG|Fleurs d'hortensia en sol alcalin
</gallery>

== Notes et références ==
=== Notes ===
{{Références|groupe=note}}

=== Références ===
{{Références}}

== Voir aussi ==
{{autres projets
  | wikiversity = Acidité et basicité
  | wikiversity titre = Acidité et basicité
}}

=== Bibliographie ===
* {{Article|langue=fr |auteur=L. Lopes |titre=Méthode de la réaction prépondérante : proposition d’une approche quantitative systématisée |journal=Bulletin de l’union des physiciens |no=904 |mois=mai |année=2008 |vol=102 |passage= 707-726 |url=http://www.educnet.education.fr/rnchimie/chi_gen/dossiers/lopes/BUP_Lopes_904_2008.pdf |format=pdf}}

=== Articles connexes ===
* [[Indicateur universel]]
* [[Pluie acide]]
* [[Acidification des océans]]

=== Liens externes ===
* [http://www.atomer.fr/1/1_pKa-acides-bases.html p''K''{{ind|a}} de 70 couples acide/base usuels]
* {{en}} {{pt}} [http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot_.html Calcul du pH et des coefficients d'activité des ions des solutions aqueuses - feuille de calcul avec Excel, p''K''{{ind|a}} de {{unité|250|couples}} acide-base en anglais] ou [http://www2.iq.usp.br/docente/gutz/Curtipot.html portugais]

{{Palette|Acides et bases}}
{{Palette|Propriétés physico-chimiques des substances}}
{{Portail|chimie|Nettoyage et hygiène}}

[[Catégorie:Acidité et basicité]]
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