L’échelle de pH
À pH 2.4, le vinaigre contient environ 40 000 fois plus d’ions oxonium par litre que l’eau pure à pH 7.
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La quantité d’ions oxonium dans une solution peut aller de plus d’une mole par litre pour un acide fort à moins de 10⁻¹⁴ mol par litre pour une base forte. Écrire constamment des nombres comme 0.0000001 et 0.00000000001 serait fastidieux : les chimistes utilisent donc une échelle logarithmique. Le pH d’une solution est l’opposé du logarithme décimal de sa concentration en ions oxonium : pH = −log[H₃O⁺]. Inversement, [H₃O⁺] = 10^(−pH).
Une unité correspond à un facteur dix
À 25 °C, l’eau pure a [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻⁷ M, donc un pH de 7.00. Une solution de concentration [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M a un pH de 3. Ces quatre unités d’écart correspondent à dix fois dix fois dix fois dix : 10 000 fois plus d’ions oxonium. OpenStax donne pour le vinaigre environ 4 × 10⁻³ M d’ions oxonium, soit un pH de 2.4, et pour l’acide gastrique 1.2 × 10⁻³ M, soit un pH de 2.92. L’échelle étant logarithmique, une petite variation apparente est importante. Selon la NOAA, le pH des eaux océaniques de surface a baissé d’environ 0.1 depuis la révolution industrielle, ce qui représente une hausse de l’acidité d’environ 30 pour cent.
Le pOH et le nombre 14
La concentration en ions hydroxyde a aussi son indicateur logarithmique : pOH = −log[OH⁻]. En prenant le logarithme de Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴, on obtient à 25 °C une relation simple : pH + pOH = 14.00. Une solution est acide si [H₃O⁺] dépasse [OH⁻], donc si le pH est inférieur à 7 ; neutre si les deux concentrations sont égales, à pH 7 ; basique si [OH⁻] est supérieure, donc si le pH dépasse 7. Par exemple, l’hydroxyde de potassium à 0.0125 M donne [OH⁻] = 0.0125 M, donc pOH = 1.90 et pH = 14.00 − 1.90 = 12.10.
Un pH neutre de 7 n’est valable qu’à 25 °C. L’autoprotolyse de l’eau absorbe de la chaleur et augmente donc avec la température. Kw atteint environ 5.6 × 10⁻¹³ à 100 °C, et OpenStax calcule que l’eau pure à 80 °C a un pH de 6.31. Cette eau reste neutre, car [H₃O⁺] et [OH⁻] sont toujours égales. Sauf indication contraire, les pH sont donnés à 25 °C.
Où se placent les produits du quotidien ?
Le suc gastrique a un pH proche de 1.5 et le jus de citron vert de 2 : tous deux sont très acides. Le café se situe vers 5. L’eau de pluie normale a un pH compris entre 5 et 6, car le dioxyde de carbone de l’air s’y dissout pour former de l’acide carbonique ; en dessous de pH 5, on parle de pluie acide. Des systèmes tampons maintiennent le sang humain très près de 7.4. Du côté basique, une solution de bicarbonate de soude à 0.1 M a un pH de 8.3, le lait de magnésie d’environ 10.5 et l’ammoniac à 0.1 M de 11.1. Choisis une substance dans le menu du laboratoire pour atteindre sa position sur l’échelle.
Au laboratoire, on mesure le pH avec un pH-mètre. Un appareil de recherche a une résolution de 0.001 unité de pH ; celle d’un appareil portable bon marché est d’environ 0.01, avec une exactitude d’environ ±0.2. Pour une estimation rapide, les chimistes utilisent des indicateurs colorés, présentés au chapitre suivant.
pH = −log[H₃O⁺]. [H₃O⁺] = 10^(−pH). Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1.0 × 10⁻¹⁴. pH + pOH = 14.
- Quel est le pH d’une solution où [H₃O⁺] = 1.0 × 10⁻³ M ?
- Combien de fois plus d’ions H₃O⁺ une solution à pH 3 contient-elle qu’une solution à pH 5 ?
- À 25 °C, une solution a un pH de 9.0. Quel est son pOH ?
- Quel est le pH d’un acide gastrique où [H₃O⁺] = 1.2 × 10⁻³ M ?
- KOH à 0.0125 M : quel est le pH ?
- Une solution a un pH de 8.3. Elle est…
- Basique
- Acide
- Neutre
- Impossible à déterminer
- L’eau pure à 80 °C a un pH de 6.31. Elle est…
- Neutre
- Acide
- Basique
- Contaminée
- En dessous de quel pH parle-t-on de pluie acide ?
- Le sang a un pH de 7.4. Que vaut [H₃O⁺], avec un chiffre significatif ?
- 4 × 10⁻⁸ M
- 7.4 × 10⁻⁷ M
- 1 × 10⁻⁷ M
- 4 × 10⁻⁷ M
- On dilue 10 fois un acide fort de pH 2.0. Quel est le nouveau pH ?
- pH = −log[H₃O⁺] ; une unité de pH correspond à un facteur 10.
- À 25 °C : pH + pOH = 14 ; en dessous de 7, acide ; à 7, neutre ; au-dessus de 7, basique.
- Le pH neutre dépend de la température : 6.31 à 80 °C.
Sources de ce cours (10)
- OpenStax Chemistry 2e (openstax.org/books/chemistry-2e): 4.2 neutralization and antacids (stomach roughly 0.03 M HCl, milk of magnesia Mg(OH)2, Al(OH)3)
- 14.1 Brønsted-Lowry acids and bases (Boyle 1680, Davy 1815, Arrhenius 1884, Brønsted and Lowry 1923, autoionization about two in a billion molecules, Kw = 1.0 × 10⁻¹⁴ at 25 °C, about 5.6 × 10⁻¹³ at 100 °C)
- 14.2 pH and pOH (pH = −log[H3O+], stomach acid 1.2 × 10⁻³ M gives 2.92, vinegar about 4 × 10⁻³ M gives 2.4, blood 7.3, KOH 0.0125 M gives 12.10, neutral pH 6.31 at 80 °C, rainwater 5 to 6, acid rain below 5, pH meter resolution 0.001, Figure 14.2: 1 M HCl 0, gastric juice about 1.5, lime juice about 2, wine about 3.5, coffee about 5, milk of magnesia about 10.5)
- 14.3 relative strengths (six strong acids and six strong bases, Ka, percent ionization, 0.100 M acetic acid 1.3%)
- 14.6 buffers (normal blood pH about 7.4)
- 14.7 titrations (25.00 mL of 0.100 M HCl or acetic acid with 0.100 M NaOH, Table 14.2, equivalence pH 7.00 and 8.72, half-equivalence pH = pKa, Ka acetic acid 1.8 × 10⁻⁵, methyl orange Ka 4.0 × 10⁻⁴ red HIn and yellow In⁻, interval about pKa ± 1, phenolphthalein colourless below pH 8.3)
- LibreTexts Acid-Base Indicators (litmus about 5 to 8, methyl orange 3.1 to 4.4, phenolphthalein 8.3 to 10.0; chem.libretexts.org) and bromothymol blue 6.0 to 7.6 yellow to blue (Prairie South indicator table via LibreTexts Chemistry 30)
- PubChem acetic acid pKa 4.76 at 25 °C, sodium bicarbonate 0.1 M pH 8.3, ammonia 0.1 N pH 11.1, sodium hydroxide (pubchem.ncbi.nlm.nih.gov)
- NOAA Ocean acidification (noaa.gov: surface ocean pH has fallen by 0.1 since the industrial revolution, about a 30 percent increase in acidity)
- IUPAC CIAAW abridged standard atomic weights.
Consulté le: 2026-10-17