Le citron pique la langue, le savon glisse entre les doigts, le déboucheur ronge la peau : ce sont des acides et des bases. Mais que se passe-t-il vraiment au niveau des espèces chimiques ? Et que mesure ce nombre, le pH, qu’affiche un pH-mètre ? Voyons le modèle de Brönsted, puis comment calculer avec le pH en terminale.
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Acides, bases et pH : les couples de Brönsted
Un acide de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un proton H+. Une base de Brönsted est une espèce capable de capter un proton H+.
Quand un acide AH cède un proton, il se transforme en une espèce A− capable de le récupérer : c’est sa base conjuguée. Les deux espèces forment un couple acide-base noté AH / A−, relié par la demi-équation :
AH ⇌ A− + H+
Quelques couples à connaître : CH3COOH / CH3COO− (acide éthanoïque / ion éthanoate), NH4+ / NH3 (ion ammonium / ammoniac), H3O+ / H2O, H2O / HO− et CO2,H2O / HCO3−, HCO3− / CO32−. Le proton H+ n’existe pas isolé en solution aqueuse : il est lié à une molécule d’eau sous la forme de l’ion oxonium H3O+.
Une espèce qui est à la fois l’acide d’un couple et la base d’un autre couple est dite amphotère (ou ampholyte). L’eau est amphotère : base dans H3O+ / H2O, acide dans H2O / HO−. C’est aussi le cas de l’ion hydrogénocarbonate HCO3−.
La réaction acide-base : un transfert de proton
Une réaction acide-base fait intervenir l’acide d’un couple et la base d’un autre couple. L’acide AH1 cède un proton à la base A2− : le proton passe d’un couple à l’autre. L’équation s’obtient en combinant les deux demi-équations.
L’acide éthanoïque réagit avec l’ammoniac : CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO− + NH4+. Couples mis en jeu : CH3COOH / CH3COO− et NH4+ / NH3. Dans l’eau, l’acide chlorhydrique réagit totalement : HCl + H2O → Cl− + H3O+.
Le pH d’une solution aqueuse
pH = − log ([H3O+] ÷ c°) soit [H3O+] = c° × 10−pH
[H3O+] : concentration en ions oxonium, en mol·L−1 ; c° = 1 mol·L−1 : concentration de référence (le pH n’a pas d’unité).
Plus la solution contient d’ions oxonium, plus son pH est petit. Une variation de 1 unité de pH correspond à une concentration en H3O+ multipliée ou divisée par 10.
Un vinaigre a pour pH 2,9 : [H3O+] = 10−2,9 ≈ 1,3 × 10−3 mol/L. Pour [H3O+] = 2,5 × 10−5 mol/L : pH = −log (2,5 × 10−5) = 4,60.
Le pH diminue quand la concentration en H3O+ augmente. Et comme pH = −log [H3O+], un pH donné avec deux décimales donne [H3O+] avec deux chiffres significatifs : pH = 3,40 donne 4,0 × 10−4 mol/L, pas 3,98 × 10−4.
Produit ionique de l’eau et échelle de pH
L’eau pure contient très peu d’ions, produits par sa réaction avec elle-même, l’autoprotolyse : 2 H2O ⇌ H3O+ + HO−. À 25 °C, le produit des concentrations est constant : c’est le produit ionique Ke.
Ke = [H3O+] × [HO−] = 1,0 × 10−14 (à 25 °C)
Concentrations en mol/L (en divisant chacune par c° = 1 mol/L, Ke est sans unité). Équivalent : pH + pOH = 14 avec pOH = −log [HO−].
Dans l’eau pure, [H3O+] = [HO−] = 1,0 × 10−7 mol/L, donc pH = 7. À 25 °C : une solution est acide si pH < 7 ([H3O+] > [HO−]), neutre si pH = 7 et basique si pH > 7.
Mesurer le pH et relier pH et concentration
Le papier pH donne un ordre de grandeur (à une unité près). Le pH-mètre mesure une tension entre une électrode de verre et une électrode de référence ; cette tension varie linéairement avec le pH (environ −59 mV par unité à 25 °C). Il faut l’étalonner avant chaque série de mesures avec deux solutions tampons de pH connus encadrant les valeurs attendues (par exemple 4,00 et 7,00). L’incertitude est de l’ordre de ± 0,05 unité : elle conduit à une incertitude relative d’environ 12 % sur [H3O+] (2,3 × 0,05 ≈ 0,12).
Acide fort et acide faible. Un acide fort comme HCl réagit totalement avec l’eau : [H3O+] = c et donc pH = −log c. Un acide faible réagit partiellement : [H3O+] est inférieure à c et le pH est plus élevé. La réaction d’une base forte comme la soude (NaOH) donne [HO−] = c, d’où [H3O+] = Ke ÷ c et pH = 14 + log c.
Acide chlorhydrique à c = 1,0 × 10−2 mol/L : pH = 2,0. Soude à c = 1,0 × 10−2 mol/L : [HO−] = 1,0 × 10−2 mol/L, [H3O+] = 10−14 ÷ 10−2 = 1,0 × 10−12 mol/L, soit pH = 12,0. Acide éthanoïque à c = 1,0 × 10−2 mol/L, de pH mesuré 3,4 : [H3O+] = 4,0 × 10−4 mol/L, soit seulement 4,0 % de l’acide qui a réagi (4,0 × 10−4 ÷ 1,0 × 10−2) : l’acide éthanoïque est un acide faible.
L’essentiel à retenir
- Acide : donneur de H+ ; base : accepteur de H+ ; couple AH / A−, demi-équation AH ⇌ A− + H+.
- Une réaction acide-base est un transfert de H+ entre l’acide d’un couple et la base d’un autre ; une espèce amphotère est acide et base (eau, HCO3−).
- pH = −log [H3O+] ; [H3O+] = 10−pH mol/L ; une unité de pH = facteur 10.
- Ke = [H3O+][HO−] = 1,0 × 10−14 à 25 °C ; pH + pOH = 14 ; acide si pH < 7, basique si pH > 7.
- Acide fort : pH = −log c ; base forte : pH = 14 + log c ; acide faible : pH plus élevé que −log c.
- pH-mètre : étalonner avec deux tampons ; incertitude voisine de 0,05 unité de pH, soit environ 12 % sur [H3O+].