Acides, bases et pH : lire une échelle de 0 à 14

Dans le modèle des solutions aqueuses diluées étudié ici, à 25 °C, on trouve deux ions particuliers, venus de l'eau elle-même :

• l'ion hydrogène $\mathrm{H^{+}}$, responsable du caractère acide ;
• l'ion hydroxyde $\mathrm{HO^{-}}$, responsable du caractère basique.

Ils sont toujours présents tous les deux. Ce qui distingue un acide d'une base, ce n'est donc pas la présence de l'un et l'absence de l'autre, c'est lequel des deux est le plus nombreux.

• Plus d'ions $\mathrm{H^{+}}$ que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ → la solution est acide.
• Autant d'ions $\mathrm{H^{+}}$ que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ → la solution est neutre.
• Plus d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ que d'ions $\mathrm{H^{+}}$ → la solution est basique.

Le pH (« potentiel hydrogène ») est le nombre qui traduit ce déséquilibre. C'est un nombre sans unité, qui vaut entre 0 et 14 pour les solutions courantes :

Le sens de l'échelle est le piège numéro un. Le pH est construit à l'envers de l'intuition : plus le pH est petit, plus la solution est acide. Une solution de pH 1 est bien plus acide qu'une solution de pH 5. Et symétriquement, plus le pH est grand, plus la solution est basique.

Il faut retenir aussi ceci, qui découle directement du tableau : une solution de pH 7 n'est pas une solution « sans ions $\mathrm{H^{+}}$ ». Elle en contient — exactement autant que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$. La neutralité est un équilibre, pas une absence.

Note de niveau : au lycée, l'ion responsable de l'acidité s'écrira $\mathrm{H_3O^{+}}$ (l'ion oxonium) et non plus $\mathrm{H^{+}}$, et on apprendra à calculer le pH. En 3e, le pH se mesure : on ne le calcule jamais.

1. Deux façons de mesurer. La résolution, l'étalonnage et l'incertitude dépendent du matériel et du protocole. L'affichage ne suffit pas à connaître l'incertitude.

Un pH-mètre doit être étalonné avant usage, à l'aide de solutions dont le pH est connu, et la sonde doit être rincée à l'eau distillée entre deux mesures — sans quoi la mesure suivante est faussée par ce qui reste sur la sonde.

Il existe aussi les indicateurs colorés, des espèces chimiques qui changent de teinte selon le pH. Le plus courant au collège est le bleu de bromothymol (BBT) : jaune au-dessous d'environ pH 6,0, bleu au-dessus d'environ pH 7,6 et de teinte intermédiaire dans la zone de virage 6,0–7,6. Un pH légèrement acide ou basique peut donc correspondre à une teinte verte. Un indicateur ne donne pas une valeur : il situe la solution d'un côté ou de l'autre.

2. Diluer : rapprocher le pH de la neutralité dans un modèle annoncé. On étudie à 25 °C une solution aqueuse simple, à l'équilibre, diluée avec de l'eau pure supposée neutre, sans échange gazeux ni apport d'autre réactif. L'eau distillée réelle exposée à l'air ne garantit pas un pH exactement 7.

Dans ce modèle, pour une dilution finie d'un acide ou d'une base, les pH idéaux exacts se rapprochent de 7 sans le franchir ni l'atteindre. Les équilibres se réorganisent : ce ne sont pas simplement les mêmes ions répartis dans davantage d'eau.

• un acide de pH initial 3,2 reste acide, avec un pH idéal strictement entre 3,2 et 7 ;
• une base se rapproche de 7 par valeurs supérieures.

Mesure et arrondi. Un appareil peut pourtant afficher 7,0 alors que le pH exact est très légèrement inférieur ou supérieur à 7. Cet affichage ne prouve ni une neutralité exacte ni une violation de la règle du modèle. La précision de mesure doit être prise en compte.

Au-delà de cette leçon, une dilution par dix de certains acides forts augmente approximativement le pH d'une unité dans un domaine approprié, assez loin de la neutralité ; ce n'est pas une règle exacte générale pour tout acide.

3. L'opération inverse : ajouter une base à un acide. Verser progressivement une solution basique dans une solution acide fait monter le pH : les ions $\mathrm{HO^{-}}$ apportés consomment les ions $\mathrm{H^{+}}$ présents. Si l'on en verse juste ce qu'il faut, on peut atteindre pH 7. Contrairement à la dilution, cette opération peut faire franchir 7 — parce qu'on ajoute cette fois une espèce active, et non de l'eau.

4. Sécurité : le pH seul ne suffit pas. Le danger dépend des produits, de leur concentration, des quantités et de la manipulation. Il faut respecter les consignes de l'encadrant, les étiquettes et fiches de sécurité ; les protections se choisissent selon cette évaluation, sans seuil universel 4–10.

La dilution d'un acide concentré doit être encadrée et suivre le protocole prescrit ; ce cours ne propose pas de manipulation à pratiquer seul. Ne jamais mélanger des produits ménagers : certains mélanges, notamment eau de Javel et acide, peuvent dégager un gaz toxique.

Sur un flacon, le pictogramme « corrosif » (deux gouttes qui attaquent une main et une surface) signale ce danger. Un pH proche de 7 ne garantit d'ailleurs pas l'innocuité : « neutre » n'a jamais voulu dire « inoffensif ».

5. Où cela mène-t-il ? Le caractère acide d'une solution explique d'autres phénomènes que l'on rencontrera en 3e : la réaction de certains métaux avec certains acides non oxydants, qui peut dégager du dihydrogène dans les cas étudiés, ou la dissolution du calcaire par un détartrant. Dans les deux cas, ce sont les ions $\mathrm{H^{+}}$ qui réagissent.

Dans un document idéal à 25 °C, on donne les pH exacts de trois solutions aqueuses A, B et C. Les valeurs exactes servent au classement ; elles ne sont pas des affichages arrondis de mesure.

1. Nature de chaque solution. On compare chaque valeur à 7 :

• $2{,}4 < 7$ : la solution A est acide ;
• $7{,}0 = 7$ : la solution B est neutre ;
• $11{,}3 > 7$ : la solution C est basique.

2. Classement de la plus acide à la moins acide. « Plus acide » signifie « pH plus petit ». Il faut donc ranger par pH croissant :

Attention : le sens de la consigne décide tout. « De la moins acide à la plus acide » donnerait exactement l'ordre inverse, C, B, A.

3. Ce que contient chaque solution. Dans A, il y a plus d'ions $\mathrm{H^{+}}$ que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$. Dans C, c'est l'inverse. Dans B, il y a autant des deux — et non pas zéro de chaque.

4. On dilue la solution A. On prélève 10 mL de A et on complète avec de l'eau distillée jusqu'à 100 mL : le volume est multiplié par 10. Le document donne ensuite un pH arrondi au dixième de 3,4 : ce nombre n'est pas déclaré exact. Dans le modèle d'arrondi retenu, le pH idéal se trouve entre 3,35 inclus et 3,45 exclu.

Ce résultat est-il cohérent ? Deux vérifications :

• la solution reste acide ($3{,}4 < 7$) : c'est attendu, l'eau distillée ne transforme pas un acide en base ;
• le pH idéal est entre 3,35 et 3,45, donc plus grand que 2,4 et inférieur à 7 : il s'est rapproché de la neutralité. L'affichage 3,4 ne prouve pas un accroissement exactement égal à 1.

Dans ce modèle, les valeurs exactes 1,8 ou 8,2 seraient incompatibles, et une valeur exactement 7 aussi. En revanche, une mesure affichée 7,0 peut être compatible avec une très faible acidité après une autre dilution beaucoup plus importante ; on ne la rejette pas sur le seul arrondi.

5. Et avec du papier pH ? Une bandelette munie d'une échelle par unités donne ici une estimation indicative, par exemple proche de 2 avant dilution et de 3 après. Les papiers peuvent avoir d'autres échelles et sensibilités. Ne pas donner davantage de décimales que le protocole ne le justifie, et distinguer le pas d'affichage de l'incertitude.

Figure (fig.chemistry.ph-scale, SVG existant ; modèle idéal à 25 °C) : une règle horizontale graduée de 0 à 14, surmontée de repères et suivie de deux bandeaux d'interprétation.

• La règle porte une graduation à chaque unité, de 0 à 14, les nombres écrits sous l'axe. Elle est coupée en deux par un trait vertical épais à 7, étiqueté « neutre ».
• Les deux zones sont distinguées sans dépendre de la couleur : la partie 0–7 est hachurée par des traits inclinés vers la gauche et porte le mot « ACIDE » ; la partie 7–14 est hachurée par des traits inclinés vers la droite et porte le mot « BASIQUE ». Deux flèches légendées longent l'axe : « de plus en plus acide » pointant vers 0, « de plus en plus basique » pointant vers 14.
• Trois curseurs au-dessus de la règle marquent les solutions de l'exemple : A à 2,4, B à 7,0, C à 11,3, chacun avec son étiquette et sa valeur.
• Une flèche courbe part du curseur A (2,4) et retombe sur la graduation 3,4, avec l'étiquette « $+$ eau distillée ($\times 10$) ». Un petit panneau d'interdiction est posé sur le trait des 7 : « pH idéal : dilution vers 7 dans le modèle ».
• Sous la règle, trois bandeaux alignés sur les zones : à gauche, « plus d'ions $\mathrm{H^{+}}$ que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ » ; au centre, sous le 7, « autant d'ions $\mathrm{H^{+}}$ que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ » ; à droite, « plus d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ que d'ions $\mathrm{H^{+}}$ ».
• Encadré en bas : « Le pH est un nombre sans unité. Il se mesure : résolution et incertitude selon matériel et protocole ;7,0 affiché ne prouve pas neutralité exacte. »

Ce qu'il faut lire. L'axe se lit de gauche à droite comme une droite graduée ordinaire, mais l'acidité, elle, croît vers la gauche : c'est toute la difficulté, et c'est pourquoi les deux flèches sont dessinées en sens contraire. La flèche courbe montre le seul mouvement qu'autorise une dilution : un déplacement du pH idéal vers 7 dans le modèle annoncé ; une lecture arrondie peut afficher 7,0.

La figure en détail : un axe horizontal gradué de 0 à 14, séparé en deux par un trait épais à la valeur 7 marquée « neutre ». La moitié gauche, de 0 à 7, est hachurée et libellée « acide » ; la moitié droite, de 7 à 14, est hachurée dans l'autre sens et libellée « basique ». Deux flèches indiquent que l'acidité augmente vers 0 et que la basicité augmente vers 14. Trois repères marquent les solutions A à 2,4, B à 7,0 et C à 11,3. Une flèche courbe relie 2,4 à 3,4 avec la mention « ajout d'eau distillée, dilution par dix », et une interdiction posée sur la valeur 7 rappelle que pH idéal : dilution vers 7 dans le modèle. Sous l'axe, trois légendes précisent qu'à gauche les ions hydrogène sont plus nombreux que les ions hydroxyde, qu'au centre les deux sont en quantités égales, et qu'à droite les ions hydroxyde sont les plus nombreux.