pH & AciditépH = −log[H₃O⁺] · Échelle 0–14

Le pH (potentiel Hydrogène) est défini par Søren Sørensen (1909) comme le logarithme décimal négatif de l'activité des ions hydronium (H₃O⁺, protons solvatés) en solution aqueuse :

En solution neutre, [H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L, donc pH = 7,00. L'échelle logarithmique signifie que chaque unité de pH correspond à un facteur 10 en concentration : une solution de pH 3 est 10 000 fois plus acide qu'une de pH 7. Le pH est une grandeur sans unité mais la concentration est en mol/L.

Le pKe (produit ionique de l'eau) vaut 14 à 25°C mais varie avec la température : à 37°C (corps humain), pKe ≈ 13,6 donc la neutralité est pH 6,8. C'est pourquoi le sang à pH 7,4 est légèrement alcalin par rapport à la neutralité physiologique.

Les indicateurs acido-basiques sont des acides faibles (HIn) ou bases faibles dont la forme protonée et déprotonée ont des couleurs différentes. Ils permettent une estimation visuelle du pH sans mesure électrochimique :

La mesure précise du pH se fait par pH-métrie électrochimique : une électrode de verre (membrane sensible aux H⁺) mesure un potentiel électrique (E = cst − 0,0592×pH à 25°C, équation de Nernst) par rapport à une électrode de référence (Ag/AgCl ou calomel). Les pH-mètres modernes atteignent une précision de ±0,001 unité pH avec calibration sur tampons certifiés (pH 4,01 ; 7,00 ; 10,01).

Le pH est un paramètre critique dans de nombreux domaines : en agroalimentaire (conservation des aliments, fermentation, production de fromage, vinification), en médecine (diagnostic, médicaments, sérum physiologique), en environnement (contrôle des eaux usées, acidification des océans par CO₂, pluies acides), en industrie (galvanoplastie, teinture textile, papeterie, traitement des métaux).