Acides, bases et pH

Trois familles de solutions : acide, neutre, basique

Quand tu dissous une substance dans l'eau, tu obtiens une solution aqueuse. Toutes ne se comportent pas de la même façon : certaines attaquent le calcaire, d'autres dégraissent, d'autres ne font ni l'un ni l'autre. La chimie les range en trois familles selon une seule propriété, leur caractère acide ou basique.

Le jus de citron, le vinaigre et l'acide chlorhydrique sont acides. L'eau savonneuse, la soude et le déboucheur de canalisation sont basiques. L'eau pure et l'eau salée sont neutres.

Reconnaître une famille sans appareil

Tu peux déjà deviner beaucoup de choses sans aucun instrument. Une solution qui pique, qui a un goût aigre comme le citron, qui fait des bulles sur du calcaire, est probablement acide. Une solution glissante, savonneuse, qui dégraisse, est probablement basique. Mais ces indices ne se goûtent ni ne se touchent jamais au laboratoire : on ne goûte aucun produit chimique inconnu, jamais.

Exemple 1. Le vinaigre blanc que Yasmine utilise pour détartrer la bouilloire est une solution acide : c'est justement son acidité qui dissout le calcaire.

Exemple 2. Le savon noir marocain (le beldi) donne une solution basique : sa sensation glissante sur la peau est typique des bases.

Le pH, une échelle graduée de 0 à 14

Dire « acide » ou « basique » est une description grossière : le jus de citron et l'acide d'une batterie sont tous deux acides, mais le second est bien plus dangereux. Il faut un nombre pour mesurer combien une solution est acide ou basique. Ce nombre, c'est le pH.

La règle de lecture tient en trois lignes :

• $\text{pH}<7$ : la solution est acide ;
• $\text{pH}=7$ : la solution est neutre ;
• $\text{pH}>7$ : la solution est basique.

Le sens de l'échelle

C'est ici que beaucoup d'élèves se trompent, alors prends le temps de fixer l'idée. Plus le pH est petit, plus la solution est acide. Plus le pH est grand, plus la solution est basique. Le pH $1$ est donc bien plus acide que le pH $5$, même si $1$ est « plus petit ».

Exemple 1. Une solution de pH $2$ est plus acide qu'une solution de pH $5$ : $2<5$, donc on est plus près du bord acide de l'échelle.

Exemple 2. Une solution de pH $11$ est plus basique qu'une solution de pH $8$ : $11>8$, donc on est plus près du bord basique.

Le piège du « petit nombre, petite acidité »

L'intuition souffle que « petit nombre = peu de quelque chose ». Pour le pH, c'est l'inverse : un petit pH signale une acidité forte. Garde en tête l'échelle colorée : à gauche, vers $0$, les acides les plus mordants ; à droite, vers $14$, les bases les plus corrosives ; au milieu, le $7$ tranquille de l'eau pure.

Mesurer le pH

Connaître la règle de lecture ne sert à rien si tu ne sais pas mesurer le pH d'une solution réelle. Il existe trois outils, du plus rustique au plus précis.

Le papier pH

Le papier pH est une bandelette qui change de couleur quand on la trempe dans la solution. On compare ensuite la couleur obtenue à une échelle imprimée sur la boîte, et on lit le pH correspondant. C'est rapide et peu coûteux, mais la lecture se fait à l'œil : on obtient une valeur entière approchée (pH $\approx 3$, $\approx 4$…), pas un dixième.

Les indicateurs colorés

Un indicateur coloré est une substance qui prend une couleur différente selon que la solution est acide ou basique. Le plus utilisé en classe est le bleu de bromothymol, ou BBT :

• jaune en milieu acide ;
• vert au voisinage de la neutralité ;
• bleu en milieu basique.

Exemple 1. Tu verses quelques gouttes de BBT dans du vinaigre : il devient jaune. Le vinaigre est donc acide.

Exemple 2. Tu verses du BBT dans de l'eau savonneuse : il devient bleu. L'eau savonneuse est donc basique.

Attention : un indicateur coloré te dit la famille (acide, neutre ou basique), mais pas la valeur précise du pH. Le BBT ne distingue pas un pH $2$ d'un pH $4$ : les deux donnent du jaune.

Le pH-mètre

Le pH-mètre est un appareil électronique muni d'une sonde qu'on plonge dans la solution. Il affiche directement le pH, et au dixième près (par exemple $\mathrm{3,4}$). C'est l'outil le plus précis des trois.

Le piège de la précision

Papier pH et pH-mètre ne jouent pas dans la même catégorie. Le papier pH donne une estimation entière, lue par comparaison de couleurs ; le pH-mètre donne une mesure au dixième, lue sur un écran. Si Amine lit « pH $3$ » sur du papier pH et « pH $\mathrm{2,8}$ » au pH-mètre, il n'y a pas d'erreur : le pH-mètre est simplement plus précis.

Ce que le pH révèle : les ions H⁺ et OH⁻

Le pH n'est pas une propriété magique : il compte, en réalité, des ions. Tu as vu au chapitre sur les ions que dissoudre certaines substances libère des particules chargées. Dans toute solution aqueuse se cachent deux ions particuliers.

La règle est limpide :

• solution acide : il y a plus d'ions ${\text{H}}^{+}$ que d'ions ${\text{OH}}^{-}$ ;
• solution basique : il y a plus d'ions ${\text{OH}}^{-}$ que d'ions ${\text{H}}^{+}$ ;
• solution neutre : il y a autant d'ions ${\text{H}}^{+}$ que d'ions ${\text{OH}}^{-}$.

Le lien avec le pH

Plus une solution contient d'ions ${\text{H}}^{+}$, plus elle est acide, donc plus son pH est petit. À l'inverse, plus elle contient d'ions ${\text{OH}}^{-}$, plus elle est basique, donc plus son pH est grand. Le pH est donc, au fond, un compteur d'ions ${\text{H}}^{+}$ : il monte quand ces ions se raréfient, il descend quand ils abondent.

Exemple 1. Une solution de pH $2$ contient beaucoup d'ions ${\text{H}}^{+}$ : c'est pourquoi elle est franchement acide.

Exemple 2. Une solution de pH $12$ contient très peu d'ions ${\text{H}}^{+}$ et beaucoup d'ions ${\text{OH}}^{-}$ : elle est franchement basique.

Le piège de la neutralité

Neutre ne veut pas dire « sans ions ». L'eau pure, de pH $7$, contient bien des ions ${\text{H}}^{+}$ et des ions ${\text{OH}}^{-}$ : simplement, ils sont en quantités égales. La neutralité est un équilibre, pas une absence.

Dilution et sécurité

Que se passe-t-il si tu ajoutes de l'eau à un acide ? Tu le rends moins concentré : c'est ce qu'on appelle diluer. Et la dilution déplace le pH d'une manière qu'il faut connaître.

L'effet de la dilution sur le pH

Quand tu dilues une solution acide, tu réduis la proportion d'ions ${\text{H}}^{+}$ : son pH augmente et se rapproche de $7$, sans jamais le dépasser. Quand tu dilues une solution basique, son pH diminue et se rapproche aussi de $7$. Dans les deux cas, ajouter de l'eau pousse le pH vers la neutralité, mais ne l'y fait jamais arriver tout à fait.

Exemple 1. Yasmine dilue une solution acide de pH $3$ : son pH grimpe vers $4$, puis $5$… il se rapproche de $7$ mais ne devient jamais basique.

Exemple 2. Amine dilue de l'eau savonneuse de pH $10$ : son pH descend vers $9$, puis $8$… il se rapproche de $7$ par le haut.

La règle des dix

Il y a une régularité élégante derrière ces déplacements. Dans le modèle simplifié du collège, pour une solution acide forte, diluer par dix (un volume de solution pour dix volumes finaux) fait augmenter le pH d'environ une unité. Une solution de pH $3$ diluée dix fois passe à pH $4$ ; diluée encore dix fois, à pH $5$. Une variation de une unité de pH correspond alors à une dilution par dix. Attention : ce n'est pas une loi universelle valable pour toutes les solutions — tu découvriras au lycée la formule exacte qui se cache derrière, et ses limites. Pour l'instant, retiens-la qualitativement, comme une approximation dans ce cas particulier.

La règle de sécurité : l'acide dans l'eau

Préparer une solution acide diluée n'est pas sans danger. Mélanger un acide concentré et de l'eau dégage de la chaleur. Si tu verses l'eau sur l'acide, cette chaleur peut faire bouillir et projeter des gouttes d'acide hors du récipient. D'où la règle absolue :

Règle. On verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'eau dans l'acide.

On porte aussi des lunettes et des gants : les solutions très acides ($\text{pH}$ proche de $0$) et très basiques ($\text{pH}$ proche de $14$) sont corrosives et attaquent la peau et les yeux.

Pièges classiques

1. Croire que pH = 7 « ne veut rien dire ». Le $7$ n'est pas une valeur vide ou « par défaut » : c'est exactement la neutralité, l'équilibre parfait entre ions ${\text{H}}^{+}$ et ions ${\text{OH}}^{-}$. L'eau pure a un pH de $7$, et c'est une information précise.

2. Croire que plus le pH est grand, plus c'est acide. C'est l'erreur la plus fréquente, et c'est l'inverse de la vérité. Plus le pH est petit, plus c'est acide. Un pH de $1$ est très acide ; un pH de $13$ est très basique.

3. Croire que diluer rend la solution exactement neutre. Diluer un acide rapproche son pH de $7$, mais ne l'atteint jamais : une solution acide diluée mille fois reste, en toute rigueur, légèrement acide. Le pH tend vers $7$ sans le toucher.

4. Confondre les couleurs du BBT. Le bleu de bromothymol est jaune en milieu acide et bleu en milieu basique — l'inverse de ce que l'intuition « bleu = froid = acide » suggère. Au voisinage du neutre, il est vert. Mémo : « jaune ça pique, bleu c'est doux ».

5. Confondre solution concentrée et solution acide. Concentration et acidité sont deux choses différentes. Une solution peut être très acide mais peu concentrée, ou peu acide mais très concentrée en autre chose. L'acidité se lit sur le pH, pas sur la quantité de matière dissoute en général.

6. Oublier la règle « acide dans l'eau ». Verser l'eau dans l'acide concentré peut provoquer des projections brûlantes. La règle ne se négocie pas : l'acide va dans l'eau, jamais l'inverse, lunettes et gants en place.

Application concrète

Amine, chez lui à Casablanca, décide de tester l'acidité de cinq produits qu'il trouve dans la cuisine et la salle de bain : du vinaigre, du jus de citron, de l'eau minérale Sidi Ali, du savon noir et un peu de déboucheur de canalisation. Il a acheté une boîte de papier pH à la pharmacie pour 30 dh.

Étape 1 — Choisir le bon outil. Amine n'a ni pH-mètre ni BBT, seulement du papier pH. Il sait donc qu'il obtiendra des valeurs entières approchées, lues en comparant la couleur de chaque bandelette à l'échelle de la boîte. C'est suffisant pour classer ses produits, même sans la précision du dixième.

Étape 2 — Mesurer. Il trempe une bandelette dans chaque produit et lit : vinaigre, pH $3$ ; jus de citron, pH $2$ ; eau Sidi Ali, pH $7$ ; savon noir, pH $9$ ; déboucheur, pH $13$.

Étape 3 — Classer par famille. Amine range : le jus de citron (pH $2$) et le vinaigre (pH $3$) sont acides ($\text{pH}<7$) ; l'eau Sidi Ali (pH $7$) est neutre ; le savon noir (pH $9$) et le déboucheur (pH $13$) sont basiques ($\text{pH}>7$).

Étape 4 — Ordonner du plus acide au plus basique. En suivant l'échelle, du plus petit pH au plus grand : jus de citron ($2$), vinaigre ($3$), eau Sidi Ali ($7$), savon noir ($9$), déboucheur ($13$). Le jus de citron est le plus acide, le déboucheur le plus basique.

Étape 5 — Manipuler en sécurité. Le déboucheur, de pH $13$, est très basique donc corrosif : Amine met des gants et des lunettes, et ne mélange surtout pas le déboucheur avec un produit acide. S'il avait voulu diluer un acide concentré, il aurait versé l'acide dans l'eau, jamais l'inverse.

Conclusion. Avec un seul outil à 30 dh et la règle « pH < 7 acide, > 7 basique », Amine a classé sans erreur cinq produits du quotidien. Le pH a transformé une vague impression (« ça pique », « c'est glissant ») en une mesure ordonnée. Tu retrouveras cette même logique au lycée, où le pH deviendra un outil quantitatif relié par une formule à la concentration en ions ${\text{H}}^{+}$.

À retenir