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

Dans toute solution aqueuse, quelle qu'elle soit, 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.

Retiens 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 tu apprendras à calculer le pH. En 3e, le pH se mesure : on ne le calcule jamais.

1. Deux façons de mesurer, deux précisions.

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 en milieu acide, bleu en milieu basique, vert au voisinage de la neutralité (son changement de teinte s'étale environ entre pH 6,0 et pH 7,6). Un indicateur ne donne pas une valeur : il situe la solution d'un côté ou de l'autre.

2. Diluer : le pH se rapproche de 7, sans jamais l'atteindre. Diluer, c'est ajouter de l'eau distillée à une solution. L'eau distillée n'est ni acide ni basique. Elle ne peut donc pas renverser le déséquilibre entre $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{HO^{-}}$ : elle ne fait que l'atténuer, en répartissant les mêmes ions dans un plus grand volume.

D'où deux conclusions à ne jamais perdre de vue :

• la nature de la solution ne change pas : un acide dilué reste un acide, une base diluée reste une base ;
• le pH se déplace vers 7 sans l'atteindre ni le franchir. Si l'on part d'un pH de 3,2 et qu'on ajoute beaucoup d'eau, le nouveau pH est strictement compris entre 3,2 et 7. Ni 2,1 (ce serait plus acide), ni 7,0, ni 8,5.

Note de niveau : au lycée, tu verras que pour certains acides, diluer dix fois augmente le pH d'exactement une unité. En 3e, on se contente du sens de la variation, qui suffit pour raisonner.

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 : les deux extrémités de l'échelle sont dangereuses. Une solution très acide (pH proche de 0) et une solution très basique (pH proche de 14) sont toutes deux corrosives : elles attaquent la peau et surtout les yeux. Trois règles :

• lunettes de protection, gants et blouse dès qu'on manipule une solution dont le pH sort de la zone 4–10 ;
• pour diluer un acide concentré, on verse l'acide dans l'eau, jamais l'eau dans l'acide : le mélange dégage beaucoup de chaleur et pourrait projeter des gouttes ;
• on ne mélange jamais deux produits ménagers, en particulier de l'eau de Javel avec un détartrant acide : la réaction dégage 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 tu croiseras en 3e : l'attaque d'un métal par un acide, qui dégage du dihydrogène, ou la dissolution du calcaire par un détartrant. Dans les deux cas, ce sont les ions $\mathrm{H^{+}}$ qui réagissent.

Au laboratoire, on mesure au pH-mètre le pH de trois solutions aqueuses, étiquetées A, B et C.

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. On mesure à nouveau, et le pH-mètre affiche 3,4.

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 ;
• la valeur s'est rapprochée de 7 sans l'atteindre : $2{,}4 < 3{,}4 < 7$. C'est exactement l'effet d'une dilution.

En revanche, une mesure de 1,8 aurait été absurde (la solution serait devenue plus acide en ajoutant de l'eau), et une mesure de 7,0 ou de 8,2 tout autant (le pH ne peut ni atteindre ni franchir 7 par simple dilution).

5. Et avec du papier pH ? Sur la solution A, une bandelette de papier pH aurait indiqué « 2 » ; après dilution, « 3 ». Le papier ne distingue pas 2,4 de 2,0 : il donne le bon ordre de grandeur, pas le dixième. Écrire « pH = 3,4 » après une lecture au papier pH serait annoncer une précision que l'instrument ne possède pas.

Figure (fig.chemistry.ph-scale, SVG programmatique à produire) : 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 : « la dilution ne franchit jamais 7 ».
• 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 : papier pH à l'unité près, pH-mètre au dixième. »

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 vers le trait des 7, jamais au-delà, jamais dans l'autre sens.

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 la dilution ne franchit jamais 7. 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.

Comment écrire un pH. Le pH n'a pas d'unité : on écrit « pH $= 3{,}4$ », jamais « 3,4 unités de pH » ni « 3,4 mol/L ». La virgule décimale est de rigueur en français. Une mesure au pH-mètre s'écrit avec un chiffre après la virgule, une lecture au papier pH avec un nombre entier.

Domaine de validité de ces règles.

• Elles concernent les solutions aqueuses, c'est-à-dire les solutions dont le solvant est l'eau. Le pH n'a pas de sens pour un solide sec ou pour une huile.
• L'intervalle 0–14 couvre les solutions que tu manipuleras. Des solutions industrielles extrêmement concentrées peuvent sortir de cet intervalle : c'est une nuance de niveau supérieur, elle ne remet pas en cause l'échelle de 3e.
• La valeur 7 comme point de neutralité est celle de l'eau à température ordinaire. Si la température change fortement, ce point se déplace un peu. Tu verras pourquoi au lycée.

Ce qui n'est pas au programme de 3e — et qu'il ne faut donc pas chercher à utiliser : le calcul du pH à partir d'une concentration en ions (il fait intervenir la fonction logarithme, étudiée en terminale), l'écriture $\mathrm{H_3O^{+}}$ de l'ion oxonium (première), et la distinction entre acide fort et acide faible (terminale). En 3e, le pH est une valeur mesurée que l'on situe et que l'on compare.

1. Croire qu'une solution de pH 7 ne contient aucun ion $\mathrm{H^{+}}$. Elle en contient. Ce qui la caractérise, c'est qu'elle en contient autant que d'ions $\mathrm{HO^{-}}$. Neutre veut dire « à égalité », pas « vide ».
2. Penser que diluer un acide le rend plus acide. Ajouter de l'eau ne peut pas fabriquer des ions $\mathrm{H^{+}}$ : la solution devient moins acide et son pH augmente vers 7. L'erreur vient souvent d'un raccourci : « je verse quelque chose, donc j'en ajoute ». Ici on ajoute de l'eau, pas de l'acide.
3. Associer pH élevé et acidité forte. C'est l'échelle à l'envers. pH 12 correspond à une solution très basique. Le mot « élevé » ne renseigne que sur le nombre, jamais directement sur l'acidité.
4. Se tromper de sens dans un classement. « De la plus acide à la moins acide » se lit dans le sens des pH croissants. Beaucoup de copies rangent par pH décroissant parce que « plus acide » évoque « plus grand ». Relis la consigne avant d'écrire l'ordre.
5. Croire que la dilution peut faire franchir 7. Non : elle en rapproche indéfiniment sans l'atteindre. Pour passer de l'autre côté de 7, il faut ajouter une base à un acide (ou l'inverse), pas de l'eau.
6. Annoncer un dixième avec du papier pH. La bandelette donne une valeur entière. Si l'énoncé parle de papier pH, une réponse comme « 5,3 » est une erreur de précision, pas seulement une erreur de valeur.
7. Confondre neutre et inoffensif. Le pH ne mesure que le rapport entre deux ions. Une solution de pH 7 peut être toxique ; une solution acide peut être banale. La dangerosité se lit sur les pictogrammes de l'étiquette, pas sur le pH-mètre.
8. Donner une unité au pH. Le pH est un nombre nu. Écrire « pH = 3,4 mol/L » mélange deux grandeurs différentes.

Exercice type. La question 3 est exactement celle que l'exercice te posera : le pH d'une solution est tiré et présenté comme mesuré, on ajoute une grande quantité d'eau distillée, et quatre valeurs sont proposées dont une seule est compatible. La question 2 reprend un exercice voisin, qui demande de classer quatre solutions par acidité.

On mesure au pH-mètre le pH de quatre solutions aqueuses A, B, C et D :

1. Indiquer la nature — acide, neutre ou basique — de chacune de ces solutions.
2. Classer ces solutions de la plus acide à la moins acide.
3. On ajoute une grande quantité d'eau distillée à la solution D, puis on mesure de nouveau son pH. Parmi les valeurs $12{,}5$ ; $9{,}8$ ; $7{,}0$ ; $5{,}5$, laquelle peut être le nouveau pH ? Justifier en écartant les trois autres.
4. Dans la solution A, y a-t-il plus d'ions $\mathrm{H^{+}}$ ou plus d'ions $\mathrm{HO^{-}}$ ?

Correction.

1. On compare chaque valeur à 7 :

• A : $3{,}2 < 7$ → acide ;
• B : $9{,}4 > 7$ → basique ;
• C : $6{,}8 < 7$ → acide. Attention, la valeur est proche de 7, mais elle lui est bien inférieure : la solution est acide, pas neutre ;
• D : $12{,}1 > 7$ → basique.

2. « De la plus acide à la moins acide » revient à ranger par pH croissant :

3. La solution D est basique. Ajouter de l'eau distillée ne change pas sa nature et rapproche son pH de 7 sans l'atteindre ni le franchir : le nouveau pH est donc strictement compris entre 7 et 12,1.

• $12{,}5$ : impossible, la solution serait devenue plus basique alors qu'on l'a diluée ;
• $9{,}8$ : compatible — comprise strictement entre 7 et 12,1 ;
• $7{,}0$ : impossible, la dilution n'atteint jamais exactement 7 ;
• $5{,}5$ : impossible, la solution serait devenue acide, ce que l'ajout d'eau ne peut pas faire.

Le nouveau pH est donc 9,8.

4. La solution A est acide, puisque son pH est inférieur à 7. Dans une solution acide, les ions $\mathrm{H^{+}}$ sont plus nombreux que les ions $\mathrm{HO^{-}}$ — sans que ces derniers soient absents pour autant.

Auto-contrôle : un ajout d'eau ne change jamais la nature d'une solution, et une valeur de pH proposée après dilution doit toujours se situer entre le pH de départ et 7, bornes exclues.