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4- Relation entre le pH et l'acidité

 

Le pH est la mesure de l'acidité d'une solution aqueuse.

 

Le mot acide provient du latin "acidus"- aigre, car il désignait jadis les substances à saveur piquante.

Il existe différentes définitions des acides et des bases mais nous nous baserons dans ce cours sur celle de Brønsted (1879-1924).

Un acide

est un composé qui, dans l'eau, libère des protons, c'est-à-dire des ions hydrogène H+.

Exemples : HCl, H2SO4, H3PO4

Explication :

Lorsqu'une molécule de HCl se dissout dans l'eau, elle donne un proton à une molécule d'eau voisine.

 H-Cl + H-O-H -----> Cl- + H3O+

Le transfert d'un proton (H+) d'un acide sur une base s'appelle la protolyse.

 

Remarque :

Le proton H+ est si petit qu'en réalité il n'existe pas à l'état indépendant ! Il est toujours combiné à une ou plusieurs molécules d'eau, ce qui donne l'ion hydronium H3O+.

protonation d'une molécule d'eau
 

 

Le mot base a été introduit au milieu de XVIIe siècle pour désigner la partie non acide antagoniste des espèces acides.

Une base

est un composé qui, en solution aqueuse, est capable de capter des ions H+ provenant d'une molécule d'eau donnant ainsi la formation d'ions hydroxyde OH-.

Exemples : NaOH, Ca(OH)2

Explication :

Lorsqu'une molécule de NaOH se dissout dans l'eau, elle libère le groupement OH- qui est capable de capter un ion H+ d'une molécule d'eau voisine.

NaOH + H-O-H -----> Na+ + H2O + OH-

Remarque :

L'eau a la particularité d'être une molécule acide et basique en même temps. Le transfert d'un proton d'une molécule d'eau ("acide") sur une autre molécule d'eau ("base") s'appelle l'autoprotolyse.

autoprotolyse de l'eau

Cette réaction est très rare, mais elle n'est pas négligeable (seul une molécule sur 555'555'555 la subit).

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On peut en déduire que dans l'eau pure :

[H3O+] = [OH-]

          
[ ] signifie : concentration en mol/l

     

De plus, l'expérience montre que les molarités de H3O+ et de OH- sont alors de 10-7 mol/l. On peut donc poser la relation suivante, à 25°C :

 

[H3O+] • [OH-] = 10-14 = Ke (produit ionique de l'eau)

 

Les acides et les bases ajoutés dans l'eau changent les concentrations de ces ions, mais

Ke reste constant et égal à 10-14.

 

Cette égalité implique que si la concentration des ions H3O+ augmente celle des OH- diminuera et vice versa. Ainsi on défini trois types de solution :

 

solution acide :

[H3O+] > [OH-]

solution neutre :

[H3O+] = [OH-]

solution basique :

[H3O+] < [OH-]
 

 

 

L'échelle de pH

 

L'échelle de pH a été introduite par le chimiste danois Søren Sørensen en 1909 pour effectuer des contrôles de qualité dans une brasserie.

Les valeurs adoptées par les concentrations sont très étendues (de 1 mol/l à 10-14 mol/l) et d'écriture complexe. Il est plus commode d'utiliser le logarithme de la valeur dans la base 10, d'où l'utilisation de :

pH = - log [H3O+]

Il est également possible de connaître [H3O+] à partir du pH d'une solution : [H3O+] = 10-pH [mol/l]

 

Remarques :

Plus une solution est acide, plus elle contient d'ions H3O+ , et plus son pH est petit.

La diminution du pH entraîne une augmentation de l'acidité.

Le changement d'une unité de pH entraîne la variation de concentration d'un facteur 10.

 

 

Réaction de neutralisation

Une réaction de neutralisation est un mélange d'un acide et d'une base. Le point de neutralisation est atteint lorsqu'il y a autant de moles de l'un que de l'autre. A ce stade le pH de la solution est de 7, pour autant que sa température soit de 25°C.

chimiste fou

Le détail des calculs figure dans la partie exercices (cocktail de difficultés).

 

 

 

Les couples acide-base

 

Chaque acide possède une base conjuguée (ou associée) et réciproquement.

La base conjuguée d'un acide de Brønsted est la base de Brønsted formée lorsque l'acide a cédé un proton.
Exemple : Cl- est la base conjugué de HCl.

L'acide conjugué d'une base de Brønsted est l'acide de Brønsted formé lorsque la base accepte un proton.
Exemple : NH4+est l'acide conjugué de NH3.

Ainsi toutes les bases de Brønsted ont un acide conjugué et tous les acides de Brønsted une base conjuguée.


Voici quelques exemples de couples acide-base :

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Couple acide /base

Acide

Base

HCl/Cl-

HCl

Cl-

CH3COOH/CH3COO-

CH3COOH

CH3COO-

H2SO4/HSO4-

H2SO4

HSO4-

NH4+/NH3

NH4+

NH3