Acides, bases et pH : du jus de citron à l'eau de la piscine

Acides et bases selon Brønsted

Le jus de citron pique la langue, le savon glisse sous les doigts : ce sont les deux familles de la chimie des solutions. Pour Brønsted, un acide est une espèce capable de céder un proton H⁺, et une base une espèce capable de le capter. Dans l'eau, l'acide chlorhydrique se dissocie complètement : HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻. C'est un acide fort. L'acide éthanoïque du vinaigre ne se dissocie qu'en partie : c'est un acide faible. Côté bases, l'hydroxyde de sodium NaOH (la soude) est une base forte qui libère des ions OH⁻ ; l'ammoniac NH₃ est une base faible.

L'eau elle-même est un peu acide et un peu basique : deux molécules échangent parfois un proton, 2 H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻, et à 25 °C le produit des concentrations est constant : [H₃O⁺] × [OH⁻] = K_e = 10⁻¹⁴. Dans l'eau pure, chacune vaut 10⁻⁷ mol/L.

L'échelle de pH

Les concentrations en H₃O⁺ vont de 1 mol/L à 10⁻¹⁴ mol/L : quatorze ordres de grandeur. Pour les manipuler, on utilise un logarithme : pH = −log[H₃O⁺]. Une solution à 10⁻³ mol/L a un pH de 3 ; une solution de pH 5 contient 10⁻⁵ mol/L d'ions H₃O⁺. Chaque unité de pH correspond à un facteur 10 : le jus de citron (pH 2) est cent fois plus acide que le café (pH 5).

• pH < 7 : solution acide (citron 2, cola 2,5, vinaigre 3, jus d'orange 3,5).
• pH = 7 : solution neutre à 25 °C (eau pure, solution de sel de cuisine).
• pH > 7 : solution basique (sang 7,4, bicarbonate 8,3, savon 10, eau de Javel 12).

Diluer un acide dix fois augmente son pH d'une unité : la solution est moins acide. Attention, l'estomac travaille à pH 1,5–2, et la peau est légèrement acide (5,5).

Les indicateurs colorés

Un indicateur est une molécule dont la couleur change avec le pH. Le bleu de bromothymol (BBT) est jaune en milieu acide, vert vers pH 7 et bleu en milieu basique. La phénolphtaléine est incolore en dessous de pH 8 et rose au-dessus. Le papier pH combine plusieurs indicateurs. La nature en fournit aussi : le jus de bissap (hibiscus) contient des anthocyanes, rouge vif en milieu acide, violet puis vert-bleu en milieu basique. Le chou rouge fait la même chose.

Neutralisation et titrage

Quand un acide rencontre une base, ils se neutralisent : H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O, et l'on obtient un sel et de l'eau (HCl + NaOH → NaCl + H₂O). Le titrage utilise cette réaction pour mesurer une concentration inconnue. On verse goutte à goutte une base de concentration connue C_b dans un volume V_a d'acide, jusqu'au changement de couleur de l'indicateur : c'est l'équivalence, où les quantités de matière sont égales. Pour un monoacide et une monobase :

C_a × V_a = C_b × V_b

Exemple : 20,0 mL d'acide chlorhydrique sont neutralisés par 12,5 mL de soude à 0,100 mol/L. Alors C_a = 0,100 × 12,5 ÷ 20,0 = 0,0625 mol/L.

Le pH de la piscine

L'eau d'une piscine doit rester entre pH 7,2 et 7,6 : trop acide, elle irrite les yeux et corrode les échelles métalliques ; trop basique, le chlore désinfecte mal et l'eau devient trouble. Le technicien mesure le pH chaque jour avec un kit à indicateur et corrige avec un « pH moins » (acide) ou un « pH plus » (base, souvent du carbonate de sodium). Le même raisonnement gère le pH du sol pour le manioc, celui d'un aquarium ou d'une brasserie.

Sécurité

Acides et bases concentrés brûlent la peau et les yeux : lunettes, gants, et l'on verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'inverse.