Le pH mètre en discussion

[Global-Floch]

Bonjour à tous,

Quelques questions sur le pHmètre sur lequel je trouve peu d'informations dans la littérature.

• Incertitudes du pH-mètre

Les incertitudes officielles sur les pH vont de 0.05 à 0.1 ce qui me fait doucement sourire puisque si je me mesure simultanément le pH de 6 solutions issues d'une même bouteille par mes 6 pHmètres étalonnés régulièrement, j'obtients une variabilité dans la mesure de pH de l'ordre de +/- 2 ce qui est gigantesque à mes yeux.
Mais cette variabilité s'améliore nettement pour des pH très acides ou très basiques (+/- 0.5).

J'en déduis que la précision du pHmètre est dramatique pour des pH autour de 7, provenant peut être du fait que ces solutions n'ont pas assez d'ions disponibles pour faire une mesure correcte. Je suis incapable de savoir actuellement quel type d'électrode nous avons mais ce sont des pHmètres tout ce qu'il y a de plus standard.

Première question : cette immense variabilité est-elle normale ou y-a-t-il quelque chose que je n'ai pas compris ?

• Influence du NaCl sur la variabilité

J'ai constaté qu'en présence de NaCl, les performances du pHmètre étaient améliorées fortement (raisonnant assez fortement avec mon hypothèse précédente). Au point que quand je veux mesurer la variation du pH de la solution après l'apport d'un autre sel (avec des propriétés acido-basiques cette fois çi) je dissous un peu de NaCl avant et j'obtiens de bien meilleurs résultats.

Deuxième question : l'ajout de NaCl, théoriquement ne modifiant pas le pH, vous semble-t-il dangereux pour mesurer des variations de pH ?

• Les dosages acidobasiques

Les dosages avec pHmètre pour simplement déterminer la concentration d'un acide ou une base connu/e se font généralement avec une burette et suivi d'un graph (+ technique des tangentes) pour déterminer le Veq et finalement la concentration. Bien.

Trosième question :Mais je ne vois pas dans les manuels de chimie une discussion sur : pourquoi ne pas mesurer le pH est en déduire simplement la concentration ?
A priori si soudainement, je parvenais réellement à avoir une précision de 0.05 sur le pH alors je trouve un incertitude de 6% avec une simple mesure de pH. Est-ce beaucoup mieux avec l'indicateur coloré ou pHmétrique ? je me doute bien que oui mais comme cela n'est pas discuté dans les manuels même universitaires, je pars sur des hypothèses personnelles même si dans la pratique je ne vois pas non plus une très grande précision par pHmétrie.

Merci de votre attention.
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[gts2]

Incertitudes du pH-mètre. Première question : cette immense variabilité est-elle normale ou y-a-t-il quelque chose que je n'ai pas compris ?

Vous confirmez que deux électrodes de deux pHmètres, étalonnées toutes deux à l'aide d'un tampon pH=7, plongeant dans la même solution, ont une différence de pH de 2 ?
Si oui, ce n'est pas normal.

Influence du NaCl sur la variabilité.

Là par contre, avec une description plus précise de la manipulation, on peut chercher des explications du côté force ionique, l'ajout de NaCl peut, peut-être, imposer une force ionique constante permettant de comparer deux solutions trop différentes justement en terme de force ionique.

Les dosages acidobasiques

Vous avez trouvé a priori l'explication (je trouve 11% de précision), avec un dosage, on peut faire nettement mieux, d'autant plus que les 11% c'est pour un acide ou une base forte.

[FC05]

Le truc avec les pH mètres c'est qu'on oublie souvent :

Que les électrodes ont des durées de vie assez courtes, surtout si elles sont mal stockés.

Qu'il y a des électrodes "acides", "neutres" et "basiques", les "généralistes" sont moins précises.

Que d'autres ions peuvent intervenir et fausser la mesure.

Que .... (je dois en oublier)


D'autre part, ne pas oublier qu'une solution non tamponnée à pH = 7 est très instable, il suffit de regarder la courbe de dosage pour voir qu'à ce niveau un faible ajout d'acide ou de base entraîne une variation de pH énorme. Le CO2 de l'air suffit.

[jeanne08]

J'ajoute a ce qui a déjà été dit que l'on peut faire l'expérience suivante :
Lorsqu'on a une solution équimolaire en acide ethanoique et ethanoate, on autant d'acide que de base conjuguée et on en déduit que pH=pKa . Si dans cette solution on ajoute une bonne spatule de NaCl on voit le pH se modifier : l'ajout de NaCl modifie l'activité de l'ion éthanoate...donc finalement dans quelles conditions a t on activité de l'acide = activité de la base conjuguée donc pH =pKa ??
morale de l'histoire : on ne trouve pas toujours exactement les valeurs des pKa indiquées dans les tables et on n'a pas toujours une explication simple de cette différence !

[A voir en vidéo sur Futura]

[Kondelec]

Vous confirmez que deux électrodes de deux pHmètres, étalonnées toutes deux à l'aide d'un tampon pH=7, plongeant dans la même solution, ont une différence de pH de 2 ?
Si oui, ce n'est pas normal.

Au contraire c'est tout a fait normal, avec certaines solutions.
Par exemple si on mesure un mélange d'eau et d'éthanol, tout 2 relativement purs on ne trouvera pas 2 pH-mètre qui diront la même chose.