L’eau du robinet, l’eau de mer, le jus de citron, la sève d’un manguier : aucun de ces liquides n’est fait uniquement de molécules d’eau. Tous contiennent des ions, des particules chargées, invisibles mais parfaitement détectables. Dans ce chapitre, tu vas apprendre à les fabriquer sur le papier, à les reconnaître au laboratoire, et à mesurer d’un seul nombre — le pH — le caractère acide ou basique d’une solution.

1Comment se forme un ion ?

Tu sais depuis le chapitre précédent qu’un atome cherche à saturer sa couche externe : $2$ électrons (duet) ou $8$ électrons (octet). Pour y parvenir, il n’a que deux moyens : céder ses électrons externes, ou en capter. Dans les deux cas, il perd sa neutralité.

Définition

Un ion est un atome (ou un groupe d’atomes) qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons. Il n’est donc plus électriquement neutre : il porte une charge électrique.

Figure 1 — Le sodium cède son électron externe et devient

\mathrm{Na^{+}}

; le chlore en capte un et devient

\mathrm{Cl^{-}}

. Tous deux ont alors la structure de l’argon.

Attention

Le noyau ne change jamais lors de la formation d’un ion : le nombre de protons reste le même, donc l’élément chimique reste le même. Seuls les électrons, situés à la périphérie, sont échangés. Un ion sodium reste du sodium.

Définition

Un ion qui a perdu des électrons possède moins de charges négatives que de charges positives : il est positif, on l’appelle un cation.
Un ion qui a gagné des électrons possède plus de charges négatives que de charges positives : il est négatif, on l’appelle un anion.

Méthode — trouver la charge d’un ion

Écrire la structure électronique de l’atome.
Repérer le nombre d’électrons externes.
Décider si l’atome doit en céder (peu d’électrons externes) ou en capter (couche externe presque pleine).
Écrire la charge : $+$ pour chaque électron cédé, $-$ pour chaque électron capté.

Exemple — l’ion formé par le magnésium (

Z = 12

)

structure : $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{8}(\mathrm{M})^{2}$
$2$ électrons externes seulement
$\Rightarrow$ il est plus simple d’en céder $2$ que d’en capter $6$
l’atome perd $2$ électrons
$\Rightarrow$ il reste $12$ protons et $10$ électrons
$\Rightarrow$ l’ion s’écrit $\mathrm{Mg^{2+}}$ c’est un cation

Sa structure devient $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{8}$ : celle du néon, un gaz noble. L’octet est respecté.

2Les ions à connaître

Certains ions reviennent sans arrêt en chimie : il faut savoir les écrire de mémoire. Note qu’un ion peut être formé d’un seul atome (monoatomique) ou de plusieurs atomes liés entre eux (polyatomique), comme l’ion sulfate.

Nom de l’ion	Formule	Type	Comment il se forme
ion sodium	$\mathrm{Na^{+}}$	cation	l’atome de sodium perd $1$ électron
ion hydrogène	$\mathrm{H^{+}}$	cation	l’atome d’hydrogène perd son unique électron
ion cuivre (II)	$\mathrm{Cu^{2+}}$	cation	l’atome de cuivre perd $2$ électrons
ion fer (II)	$\mathrm{Fe^{2+}}$	cation	l’atome de fer perd $2$ électrons
ion fer (III)	$\mathrm{Fe^{3+}}$	cation	l’atome de fer perd $3$ électrons
ion chlorure	$\mathrm{Cl^{-}}$	anion	l’atome de chlore gagne $1$ électron
ion hydroxyde	$\mathrm{OH^{-}}$	anion polyatomique	le groupe $\mathrm{OH}$ gagne $1$ électron
ion sulfate	$\mathrm{SO_4^{2-}}$	anion polyatomique	le groupe $\mathrm{SO_4}$ gagne $2$ électrons

Important : Le chiffre romain entre parenthèses ne fait pas partie de la formule : il sert seulement à préciser la charge à l’oral. On dit « fer deux » pour

\mathrm{Fe^{2+}}

et « fer trois » pour

\mathrm{Fe^{3+}}

Exemple — composition de l’ion sulfure

\mathrm{S^{2-}}

Le soufre a pour numéro atomique $Z = 16$ .

nombre de protons $= 16$ le noyau est inchangé
la charge $2-$ signifie $2$ électrons gagnés
nombre d’électrons $= 16 + 2$
$=$ $18$
$\Rightarrow$ structure $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{8}(\mathrm{M})^{8}$ celle de l’argon

3Reconnaître les ions présents dans une solution

On ne voit pas les ions. Mais chacun réagit avec un réactif bien choisi en formant un solide coloré qui apparaît dans le tube : un précipité. La couleur de ce précipité est la signature de l’ion.

Définition

Un précipité est un solide qui se forme lorsqu’on mélange deux solutions. Il trouble le liquide, puis se dépose lentement au fond du tube à essai.

Figure 2 — Les cinq tests exigibles. La soude est le nom courant de la solution d’hydroxyde de sodium, qui apporte les ions

\mathrm{OH^{-}}

Ion recherché	Réactif utilisé	Couleur du précipité obtenu
$\mathrm{Cu^{2+}}$ (cuivre II)	soude ( $\mathrm{Na^{+}} + \mathrm{OH^{-}}$ )	bleu
$\mathrm{Fe^{2+}}$ (fer II)	soude ( $\mathrm{Na^{+}} + \mathrm{OH^{-}}$ )	vert
$\mathrm{Fe^{3+}}$ (fer III)	soude ( $\mathrm{Na^{+}} + \mathrm{OH^{-}}$ )	rouille (orange-brun)
$\mathrm{Cl^{-}}$ (chlorure)	nitrate d’argent	blanc, qui noircit à la lumière
$\mathrm{SO_4^{2-}}$ (sulfate)	chlorure de baryum	blanc, qui ne noircit pas

Attention

La soude est très corrosive : elle attaque la peau et surtout les yeux. Port des lunettes de protection obligatoire, gants recommandés, et l’on verse toujours goutte à goutte, tube incliné, ouverture dirigée à l’opposé de son voisin. En cas de projection, rincer immédiatement et abondamment à l’eau et prévenir le professeur.

Exemple — Activité expérimentale — identifier les ions d’une eau inconnue

Matériel

six tubes à essai propres et un portoir ;
la solution inconnue $\mathrm{S}$ (une eau de forage rapportée par le professeur) ;
une solution de soude, une solution de nitrate d’argent, une solution de chlorure de baryum ;
trois pipettes compte-gouttes, un marqueur, des lunettes de protection.

Protocole

Mettre ses lunettes, puis numéroter les tubes de $1$ à $3$ au marqueur.
Verser environ $2\ \mathrm{cm}$ de hauteur de solution $\mathrm{S}$ dans chacun des trois tubes.
Dans le tube $1$ , ajouter goutte à goutte quelques gouttes de soude.
Dans le tube $2$ , ajouter quelques gouttes de nitrate d’argent.
Dans le tube $3$ , ajouter quelques gouttes de chlorure de baryum.
Observer, noter la couleur de chaque précipité, puis exposer le tube $2$ à la lumière du jour pendant quelques minutes.

Observations

Tube	Réactif ajouté	Observation
$1$	soude	précipité vert qui brunit lentement en surface
$2$	nitrate d’argent	précipité blanc qui noircit à la lumière
$3$	chlorure de baryum	aucun changement, la solution reste limpide

Interprétation

Tube $1$ : un précipité vert avec la soude révèle la présence d’ions $\mathrm{Fe^{2+}}$ . Le brunissement en surface s’explique par l’action de l’air, qui transforme peu à peu le fer (II) en fer (III).
Tube $2$ : un précipité blanc qui noircit à la lumière est caractéristique des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ .
Tube $3$ : l’absence de précipité prouve que la solution ne contient pas d’ions $\mathrm{SO_4^{2-}}$ en quantité détectable.

Conclusion : l’eau de forage contient des ions fer (II) et des ions chlorure. La présence de fer explique le goût métallique et les taches rouille laissées sur le linge lavé avec cette eau.

Un test négatif est aussi informatif qu’un test positif : il permet d’éliminer une hypothèse. C’est la démarche de tout laboratoire d’analyse.

4Les solutions ioniques et l’électroneutralité

Définition

Une solution ionique est une solution qui contient des ions positifs et des ions négatifs dispersés dans l’eau. C’est elle qui conduit le courant électrique.

Propriété — électroneutralité

Toute solution ionique est électriquement neutre : le nombre total de charges positives y est égal au nombre total de charges négatives.

Figure 3 — Dans une solution de sulfate de cuivre, chaque ion

\mathrm{Cu^{2+}}

apporte

2

charges

+

et chaque ion

\mathrm{SO_4^{2-}}

apporte

2

charges

-

: le compte est équilibré.

Exemple — combien d’ions chlorure dans une solution de chlorure de fer (III) ?

Une solution de chlorure de fer (III) contient des ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ et des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ . On y compte $200$ ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ .

charges positives $= 200 \times 3$
$=$ $600$
il faut donc $600$ charges négatives
chaque ion $\mathrm{Cl^{-}}$ apporte $1$ charge négative
$\Rightarrow$ nombre d’ions chlorure $= 600$

On retrouve la formule du composé : $3$ ions chlorure pour $1$ ion fer (III), ce que le chimiste note $\mathrm{FeCl_3}$ .

Important : Ne confonds pas « neutre » au sens électrique (autant de

+

que de

-

) et « neutre » au sens du pH (ni acide ni basique,

\mathrm{pH} = 7

). Une solution de soude est électriquement neutre, et pourtant fortement basique.

5Le pH : mesurer l’acidité

Définition

Le pH est un nombre sans unité, compris entre $0$ et $14$ , qui mesure le caractère acide ou basique d’une solution aqueuse :

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

Figure 4 — L’échelle de pH. Le jus de citron (

\mathrm{pH} \approx 2

) est bien plus acide que l’eau de pluie (

\mathrm{pH} \approx 5

5.1 Ce que le pH mesure vraiment

Toute solution aqueuse contient à la fois des ions $\mathrm{H^{+}}$ et des ions $\mathrm{OH^{-}}$ . Ce sont leurs proportions relatives que le pH traduit.

Nature de la solution	pH	Ions $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{OH^{-}}$	Exemple
acide	$\mathrm{pH} < 7$	plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$	jus de citron, vinaigre
neutre	$\mathrm{pH} = 7$	autant d’ions $\mathrm{H^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$	eau pure
basique	$\mathrm{pH} > 7$	plus d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ que d’ions $\mathrm{H^{+}}$	soude, eau de javel

Propriété

Plus une solution est acide, plus elle est riche en ions $\mathrm{H^{+}}$ et plus son pH est petit.

Plus une solution est basique, plus elle est riche en ions $\mathrm{OH^{-}}$ et plus son pH est grand.

Attention

L’échelle de pH n’est pas une échelle ordinaire : passer de $\mathrm{pH} = 3$ à $\mathrm{pH} = 2$ multiplie par $10$ la concentration en ions $\mathrm{H^{+}}$ . Une solution de $\mathrm{pH} = 1$ est donc cent fois plus acide qu’une solution de $\mathrm{pH} = 3$ , et non trois fois.

6Mesurer un pH et diluer une solution

6.1 Deux instruments

Le papier pH : on dépose une goutte de solution sur une bandelette, qui prend une couleur ; on la compare au nuancier fourni. La lecture est rapide mais donne une valeur approchée, à l’unité près.
Le pH-mètre : on plonge une sonde dans la solution et on lit directement la valeur sur l’écran. Il doit être étalonné avant usage avec des solutions de pH connu. La lecture est précise au dixième.

Figure 5 — Deux façons de mesurer un pH. La sonde du pH-mètre est fragile : on la rince à l’eau distillée entre deux mesures.

6.2 L’effet de la dilution

Diluer une solution, c’est y ajouter de l’eau. Les ions déjà présents ne disparaissent pas : ils se répartissent dans un volume plus grand, donc ils deviennent moins concentrés.

Propriété

Diluer une solution acide fait augmenter son pH : elle se rapproche de $7$ sans jamais le dépasser.
Diluer une solution basique fait diminuer son pH : elle se rapproche de $7$ sans jamais descendre en dessous.

Chaque dilution par $10$ déplace le pH d’environ une unité vers $7$ .

Figure 6 — Trois dilutions successives par

10

. La solution reste acide : diluer n’a jamais transformé un acide en base.

Math & Co — Arrhenius et Sørensen

En $1884$ , le jeune Suédois Svante Arrhenius soutient une thèse dans laquelle il affirme qu’un sel dissous dans l’eau se sépare en particules chargées, les ions, et que ce sont elles qui font passer le courant. Ses professeurs, sceptiques, ne lui accordent qu’une mention tout juste suffisante. Nous ne sommes pas loin de l’humiliation.

L’histoire lui donnera pleinement raison : en $1903$ , cette même théorie de la dissociation électrolytique lui vaut le prix Nobel de chimie.

En $1909$ , au laboratoire Carlsberg de Copenhague, le chimiste danois Søren Peder Lauritz Sørensen cherche à contrôler l’acidité au cours du brassage de la bière : de très faibles variations suffisaient à ruiner une cuve entière. Il invente pour cela une grandeur commode, qu’il note « pH ». Née dans une brasserie, cette échelle est aujourd’hui utilisée partout, du contrôle de l’eau potable à la surveillance du sang à l’hôpital.

Fiche mémo

Ion $=$ atome ayant gagné ou perdu des électrons ; le noyau, lui, ne change pas.
Cation $=$ ion positif (électrons perdus) ; anion $=$ ion négatif (électrons gagnés).
À connaître : $\mathrm{Na^{+}}$ , $\mathrm{H^{+}}$ , $\mathrm{Cu^{2+}}$ , $\mathrm{Fe^{2+}}$ , $\mathrm{Fe^{3+}}$ , $\mathrm{Cl^{-}}$ , $\mathrm{OH^{-}}$ , $\mathrm{SO_4^{2-}}$ .
Tests à la soude : $\mathrm{Cu^{2+}}$ bleu, $\mathrm{Fe^{2+}}$ vert, $\mathrm{Fe^{3+}}$ rouille.
Nitrate d’argent $\rightarrow$ $\mathrm{Cl^{-}}$ : précipité blanc qui noircit.
Chlorure de baryum $\rightarrow$ $\mathrm{SO_4^{2-}}$ : précipité blanc.
Électroneutralité : autant de charges $+$ que de charges $-$ dans une solution.
pH : nombre sans unité de $0$ à $14$ ; $<7$ acide, $=7$ neutre, $>7$ basique.
Acide $\Rightarrow$ beaucoup d’ions $\mathrm{H^{+}}$ ; basique $\Rightarrow$ beaucoup d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ .
Mesure : papier pH (approché) ou pH-mètre (au dixième).
Diluer rapproche le pH de $7$ , sans jamais le franchir.

Niveau 1 — Application directe

Pour chacun des ions $\mathrm{Na^{+}}$ ( $Z = 11$ ), $\mathrm{Cl^{-}}$ ( $Z = 17$ ) et $\mathrm{Cu^{2+}}$ ( $Z = 29$ ), donne le nombre de protons et le nombre d’électrons.

Voir le corrigé détaillé

Le nombre de protons est toujours $Z$ : le noyau n’est pas modifié.

$\mathrm{Na^{+}}$ : $11$ protons
charge $+$ $\Rightarrow$ $1$ électron perdu
$\Rightarrow$ $11 - 1 = 10$ électrons
$\mathrm{Cl^{-}}$ : $17$ protons
charge $-$ $\Rightarrow$ $1$ électron gagné
$\Rightarrow$ $17 + 1 = 18$ électrons
$\mathrm{Cu^{2+}}$ : $29$ protons
charge $2+$ $\Rightarrow$ $2$ électrons perdus
$\Rightarrow$ $29 - 2 = 27$ électrons

Classe ces ions en cations et anions : $\mathrm{K^{+}}$ , $\mathrm{SO_4^{2-}}$ , $\mathrm{Fe^{3+}}$ , $\mathrm{OH^{-}}$ , $\mathrm{H^{+}}$ , $\mathrm{Cl^{-}}$ .

Voir le corrigé détaillé

Il suffit de regarder le signe de la charge.

Cations (charge positive) : $\mathrm{K^{+}}$ , $\mathrm{Fe^{3+}}$ , $\mathrm{H^{+}}$ .

Anions (charge négative) : $\mathrm{SO_4^{2-}}$ , $\mathrm{OH^{-}}$ , $\mathrm{Cl^{-}}$ .

Moyen mnémotechnique : un anion est négatif, un cation est positif.

Un atome de fluor ( $Z = 9$ ) capte un électron. Écris la formule de l’ion obtenu, donne sa structure électronique et vérifie la règle de l’octet.

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atome de fluor : $9 = 2 + 7$
$\Rightarrow$ $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{7}$
il capte $1$ électron
$\Rightarrow$ $9$ protons et $10$ électrons
$\Rightarrow$ l’ion s’écrit $\mathrm{F^{-}}$ ion fluorure
structure : $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{8}$

La couche externe compte bien $8$ électrons : la règle de l’octet est respectée, et l’ion a la structure du néon.

Quel réactif utilises-tu pour rechercher : (a) des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ ; (b) des ions $\mathrm{SO_4^{2-}}$ ; (c) des ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ ?

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(a) Le nitrate d’argent. On obtient un précipité blanc qui noircit à la lumière.

(b) Le chlorure de baryum. On obtient un précipité blanc qui, lui, ne noircit pas.

(c) La soude. On obtient un précipité rouille.

Remarque : les deux premiers précipités sont blancs tous les deux. C’est la réaction à la lumière qui permet de les distinguer.

On verse de la soude dans trois tubes contenant des solutions inconnues. On obtient un précipité bleu dans le tube A, vert dans le tube B, rouille dans le tube C. Quel ion contient chaque tube ?

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On applique le tableau des tests à la soude.

Tube A, précipité bleu : la solution contient des ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ .
Tube B, précipité vert : la solution contient des ions $\mathrm{Fe^{2+}}$ .
Tube C, précipité rouille : la solution contient des ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ .

Attention : B et C contiennent tous deux du fer, mais sous deux formes ioniques différentes. La couleur du précipité permet de les distinguer sans ambiguïté.

Classe ces solutions en acides, neutres ou basiques : jus d’orange ( $\mathrm{pH} = 3{,}5$ ) ; eau distillée ( $\mathrm{pH} = 7$ ) ; eau savonneuse ( $\mathrm{pH} = 9{,}5$ ) ; déboucheur de canalisation ( $\mathrm{pH} = 13$ ) ; eau minérale ( $\mathrm{pH} = 7{,}4$ ).

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On compare chaque valeur à $7$ .

jus d’orange, $\mathrm{pH} = 3{,}5 < 7$ : acide ;
eau distillée, $\mathrm{pH} = 7$ : neutre ;
eau savonneuse, $\mathrm{pH} = 9{,}5 > 7$ : basique ;
déboucheur, $\mathrm{pH} = 13 > 7$ : très basique ;
eau minérale, $\mathrm{pH} = 7{,}4 > 7$ : légèrement basique.

Une eau minérale à $7{,}4$ n’est donc pas exactement neutre, même si elle en est très proche.

Une solution de chlorure de sodium contient $500$ ions $\mathrm{Na^{+}}$ . Combien contient-elle d’ions $\mathrm{Cl^{-}}$ ? Justifie.

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On utilise l’électroneutralité de la solution.

charges positives $= 500 \times 1$
$=$ $500$
il faut autant de charges négatives
chaque ion $\mathrm{Cl^{-}}$ apporte $1$ charge négative
$\Rightarrow$ nombre d’ions $\mathrm{Cl^{-}} = 500$

Il y a autant d’ions chlorure que d’ions sodium, ce que traduit la formule $\mathrm{NaCl}$ .

Niveau 2 — Approfondissement

Une solution de sulfate de fer (III) contient des ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ et des ions $\mathrm{SO_4^{2-}}$ . On y dénombre $600$ ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ . Combien y a-t-il d’ions sulfate ?

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charges positives $= 600 \times 3$
$=$ $1\,800$
chaque ion $\mathrm{SO_4^{2-}}$ apporte $2$ charges négatives
on cherche $n$ tel que $2n = 1\,800$
$\Rightarrow$ $n = 900$

La solution contient donc $900$ ions sulfate : trois ions sulfate pour deux ions fer (III), ce que traduit la formule $\mathrm{Fe_2(SO_4)_3}$ .

On teste une solution X. Avec la soude, elle donne un précipité bleu ; avec le nitrate d’argent, un précipité blanc qui noircit ; avec le chlorure de baryum, rien. Quels ions contient-elle ? Quel est le nom de ce composé ?

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On interprète chaque test l’un après l’autre.

Précipité bleu avec la soude : présence d’ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ .
Précipité blanc noircissant avec le nitrate d’argent : présence d’ions $\mathrm{Cl^{-}}$ .
Aucun précipité avec le chlorure de baryum : absence d’ions $\mathrm{SO_4^{2-}}$ .

La solution contient donc des ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ et des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ : c’est une solution de chlorure de cuivre (II).

Vérification par l’électroneutralité : il faut $2$ ions chlorure pour $1$ ion cuivre, d’où la formule $\mathrm{CuCl_2}$ . Sa couleur bleu-vert est d’ailleurs un indice supplémentaire.

Une solution d’acide chlorhydrique a un pH de $1$ . On prélève $10\ \mathrm{mL}$ de cette solution et on complète à $100\ \mathrm{mL}$ avec de l’eau distillée. On recommence deux fois de suite. Quel est le pH final ? Justifie chaque étape.

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Passer de $10\ \mathrm{mL}$ à $100\ \mathrm{mL}$ , c’est diluer $10$ fois. Chaque dilution par $10$ fait monter le pH d’une unité.

départ : $\mathrm{pH} = 1$
$1^{\text{re}}$ dilution : $\mathrm{pH} = 1 + 1$
$=$ $2$
$2^{\text{e}}$ dilution : $\mathrm{pH} = 2 + 1$
$=$ $3$
$3^{\text{e}}$ dilution : $\mathrm{pH} = 3 + 1$
$=$ $4$

Le pH final vaut $4$ . La solution est devenue beaucoup moins acide, mais elle reste acide : le pH tend vers $7$ sans jamais l’atteindre.

On dispose de trois solutions : A ( $\mathrm{pH} = 2$ ), B ( $\mathrm{pH} = 7$ ) et C ( $\mathrm{pH} = 12$ ). Compare les quantités d’ions $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{OH^{-}}$ dans chacune, puis range-les de la plus acide à la plus basique.

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On applique la règle : le pH traduit la proportion relative des ions $\mathrm{H^{+}}$ et $\mathrm{OH^{-}}$ .

Solution A ( $\mathrm{pH} = 2 < 7$ ) : beaucoup plus d’ions $\mathrm{H^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ .
Solution B ( $\mathrm{pH} = 7$ ) : autant d’ions $\mathrm{H^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ .
Solution C ( $\mathrm{pH} = 12 > 7$ ) : beaucoup plus d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ que d’ions $\mathrm{H^{+}}$ .

Classement de la plus acide à la plus basique : A, puis B, puis C.

Attention à ne pas conclure que C serait « six fois » plus basique que B : chaque unité de pH correspond à un facteur $10$ .

Prévois l’ion formé par l’aluminium ( $Z = 13$ ) et par l’oxygène ( $Z = 8$ ). En déduis, par l’électroneutralité, dans quelle proportion ces deux ions s’associent dans l’alumine.

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aluminium : $13 = 2 + 8 + 3$
$\Rightarrow$ $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{8}(\mathrm{M})^{3}$ $3$ électrons externes
$\Rightarrow$ il cède $3$ électrons : $\mathrm{Al^{3+}}$
oxygène : $8 = 2 + 6$
$\Rightarrow$ $(\mathrm{K})^{2}(\mathrm{L})^{6}$ $6$ électrons externes
$\Rightarrow$ il capte $2$ électrons : $\mathrm{O^{2-}}$

Cherchons maintenant la plus petite association neutre. Avec $a$ ions $\mathrm{Al^{3+}}$ et $b$ ions $\mathrm{O^{2-}}$ :

charges positives $= 3a$
charges négatives $= 2b$
neutralité : $3a = 2b$
$\Rightarrow$ $a = 2$ et $b = 3$ plus petite solution entière

Il faut donc $2$ ions aluminium pour $3$ ions oxyde : la formule de l’alumine est $\mathrm{Al_2O_3}$ . C’est le composé qui protège les casseroles et les fenêtres en aluminium de la corrosion.

Un élève affirme : « Si je verse de la soude dans une solution acide, la solution devient électriquement négative puisque j’ajoute des ions $\mathrm{OH^{-}}$ . » Explique pourquoi son raisonnement est faux.

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L’erreur vient de ce que l’élève oublie l’autre moitié du réactif.

La soude n’est pas un flacon d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ tout seuls : c’est une solution d’hydroxyde de sodium, qui contient autant d’ions $\mathrm{Na^{+}}$ que d’ions $\mathrm{OH^{-}}$ . Elle est donc elle-même électriquement neutre.

En en versant dans le bécher, on apporte simultanément des charges $+$ et des charges $-$ en nombre égal : le bilan des charges ajoutées est nul.

Une solution reste toujours électriquement neutre : on ne peut pas isoler des charges d’un seul signe en quantité macroscopique. Ce que la soude modifie, ce n’est pas la neutralité électrique, c’est le pH.

Niveau 3 — Défi

Une solution contient trois sortes d’ions : $400$ ions $\mathrm{Na^{+}}$ , $150$ ions $\mathrm{Cu^{2+}}$ et des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ . Détermine le nombre d’ions chlorure.

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On fait le bilan complet des charges positives, puis on impose la neutralité.

charges des ions sodium $= 400 \times 1$
$=$ $400$
charges des ions cuivre $= 150 \times 2$
$=$ $300$
total des charges positives $= 400 + 300$
$=$ $700$
neutralité : autant de charges négatives
chaque ion $\mathrm{Cl^{-}}$ apporte $1$ charge négative
$\Rightarrow$ nombre d’ions $\mathrm{Cl^{-}} = 700$

La solution contient $700$ ions chlorure. Le piège consistait à oublier que chaque ion cuivre compte double.

Un ion monoatomique possède $10$ électrons et $8$ neutrons, et sa charge vaut $2-$ . Détermine son numéro atomique, son nombre de masse, son symbole et son nom.

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La charge $2-$ signifie que l’atome a gagné $2$ électrons. Il en avait donc $2$ de moins à l’origine.

nombre d’électrons de l’atome $= 10 - 2$
$=$ $8$
l’atome est neutre : $Z = 8$
$A = Z + N$
$=$ $8 + 8$
$=$ $16$

L’élément de numéro atomique $8$ est l’oxygène. L’ion s’écrit $\mathrm{O^{2-}}$ : c’est l’ion oxyde, et son noyau est $^{16}_{8}\mathrm{O}$ .

Vérification : $8$ protons pour $10$ électrons donne bien une charge globale de $2-$ .

Amadou dilue $10$ fois une solution de soude de $\mathrm{pH} = 13$ , puis recommence quatre fois de suite. Il affirme qu’à la fin il obtiendra une solution acide. A-t-il raison ? Détaille ton raisonnement.

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La solution est basique. Diluer une base fait diminuer son pH, qui se rapproche de $7$ .

départ : $\mathrm{pH} = 13$
après $1$ dilution : $\mathrm{pH} \approx 12$
après $2$ dilutions : $\mathrm{pH} \approx 11$
après $3$ dilutions : $\mathrm{pH} \approx 10$
après $4$ dilutions : $\mathrm{pH} \approx 9$
après $5$ dilutions : $\mathrm{pH} \approx 8$

Après cinq dilutions, le pH vaut environ $8$ : la solution est encore basique. Amadou a donc tort.

Et même s’il continuait indéfiniment, il n’obtiendrait jamais une solution acide : ajouter de l’eau ne peut que rapprocher le pH de $7$ , valeur limite qui est justement celle de l’eau pure. Pour rendre acide une solution basique, il faut y verser un acide, pas de l’eau. C’est l’objet du chapitre suivant.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante

L’eau du puits de Ndjamena. Le quartier de Moursal partage un puits. Les habitants se plaignent : l’eau laisse des taches rouille sur le linge et a un goût métallique. Le technicien du centre de santé prélève un échantillon et réalise trois tests.

Réactif ajouté	Observation
soude	précipité rouille abondant
nitrate d’argent	léger précipité blanc qui noircit
chlorure de baryum	aucun précipité

Quels ions l’eau du puits contient-elle ? Quels ions n’y sont pas présents ?
Explique l’origine des taches rouille sur le linge.
Le pH mesuré vaut $7{,}2$ . L’eau est-elle acide, neutre ou basique ?
Le technicien conseille un filtre à sable et à charbon. Quel ion cherche-t-il d’abord à retirer ?

Voir le corrigé détaillé

1. On interprète les tests un par un.

Précipité rouille avec la soude : l’eau contient des ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ .
Précipité blanc qui noircit avec le nitrate d’argent : elle contient des ions $\mathrm{Cl^{-}}$ , en faible quantité (le précipité est léger).
Aucun précipité avec le chlorure de baryum : elle ne contient pas d’ions $\mathrm{SO_4^{2-}}$ décelables.

2. Les ions fer (III) présents dans l’eau se déposent sur les fibres du linge. Au contact de l’air, ils forment un composé insoluble de couleur rouille — la même substance que la rouille du fer. C’est pourquoi les taches résistent au lavage ordinaire.

3. Le pH vaut $7{,}2$ .

$7{,}2 > 7$
$\Rightarrow$ l’eau est très légèrement basique

Cette valeur est tout à fait normale pour une eau de nappe : le problème du puits ne vient donc pas du pH.

4. Le technicien cherche à retirer le fer, c’est-à-dire les ions $\mathrm{Fe^{3+}}$ , responsables à la fois du goût métallique et des taches. Les ions chlorure, eux, sont présents dans toutes les eaux et ne posent aucun problème à cette teneur.

La piscine de l’hôtel, à Abidjan. Chaque matin, Adjoua contrôle l’eau du bassin. La réglementation impose un pH compris entre $7{,}0$ et $7{,}4$ . Ce matin, le pH-mètre affiche $8{,}1$ .

L’eau du bassin est-elle acide ou basique ? Le pH est-il conforme ?
Adjoua dispose de deux bidons : un correcteur « pH moins » et un correcteur « pH plus ». Lequel doit-elle utiliser ?
Sa collègue propose plutôt d’ajouter beaucoup d’eau douce dans le bassin. Cette solution peut-elle fonctionner ? Explique.
Après traitement, le pH affiche $7{,}2$ . Pourquoi le papier pH aurait-il été insuffisant pour ce contrôle ?

Voir le corrigé détaillé

1. $8{,}1 > 7$ : l’eau est basique. Comme $8{,}1 > 7{,}4$ , elle est hors norme : le pH est trop élevé.

2. Il faut faire baisser le pH pour le ramener autour de $7{,}2$ . Adjoua doit donc utiliser le correcteur « pH moins », qui est un produit acide.

3. Ajouter de l’eau dilue la solution basique, ce qui rapproche effectivement son pH de $7$ : le sens de l’évolution est le bon.

Mais chaque dilution par $10$ ne fait gagner qu’une unité de pH. Pour un bassin de plusieurs dizaines de mètres cubes, il faudrait ajouter des volumes d’eau considérables, impossibles à obtenir et ruineux. De plus, l’eau ajoutée possède son propre pH et ses propres ions.

La méthode est donc théoriquement valable mais inapplicable en pratique : le correcteur chimique est la bonne réponse.

4. Le papier pH ne donne qu’une valeur approchée, à l’unité près : il aurait indiqué « environ $7$ » ou « environ $8$ », sans permettre de distinguer $7{,}2$ (conforme) de $7{,}6$ (non conforme).

Or l’intervalle réglementaire ne mesure que $0{,}4$ unité de pH. Seul le pH-mètre, précis au dixième, permet ce contrôle.

La bouilloire entartrée, à Genève. La bouilloire de Léa est couverte d’un dépôt blanc de calcaire. Sur Internet, elle lit qu’il faut la remplir de vinaigre blanc ( $\mathrm{pH} = 3$ ) et laisser agir une nuit. Sa colocataire, elle, propose la soude du placard ( $\mathrm{pH} = 13$ ), « parce que c’est plus fort ».

Classe le vinaigre et la soude sur l’échelle de pH.
Le calcaire est attaqué par les solutions acides. Qui a raison ?
Léa n’a que du vinaigre de $\mathrm{pH} = 3$ et le dilue trois fois de suite par $10$ « pour ne pas abîmer la bouilloire ». Quel sera le pH obtenu ? Le détartrage sera-t-il aussi efficace ?
Pourquoi la proposition de la colocataire est-elle non seulement inefficace, mais dangereuse ?

Voir le corrigé détaillé

1. Le vinaigre a un $\mathrm{pH} = 3 < 7$ : c’est une solution acide.

La soude a un $\mathrm{pH} = 13 > 7$ : c’est une solution fortement basique.

2. Puisque le calcaire est attaqué par les acides, c’est Léa qui a raison : le vinaigre convient, la soude non. « Plus fort » ne veut rien dire ici : la soude est effectivement très corrosive, mais elle l’est dans l’autre sens de l’échelle, et le calcaire y résiste.

3. Chaque dilution par $10$ fait monter le pH d’une unité.

départ : $\mathrm{pH} = 3$
après $1$ dilution : $\mathrm{pH} = 4$
après $2$ dilutions : $\mathrm{pH} = 5$
après $3$ dilutions : $\mathrm{pH} = 6$

Le vinaigre dilué a un $\mathrm{pH} = 6$ : il reste acide, mais il est mille fois moins concentré en ions $\mathrm{H^{+}}$ qu’au départ. Le détartrage sera donc beaucoup plus lent et probablement incomplet. Léa a diluté pour rien : le vinaigre blanc pur ne présente aucun danger pour l’inox d’une bouilloire.

4. La soude ne dissout pas le calcaire : le geste serait inefficace.

Il serait surtout dangereux : la soude est corrosive pour la peau et les yeux, et une bouilloire mal rincée conserverait des traces d’un produit toxique dans de l’eau destinée au thé. Un produit ménager ne se choisit jamais sur l’idée vague qu’il serait « plus fort », mais sur la connaissance de ce qu’il fait.

Les ions et le pH des solutions

Ce que tu sauras faire à la fin

1Comment se forme un ion ?

2Les ions à connaître

3Reconnaître les ions présents dans une solution

Matériel

Protocole

Observations

Interprétation

4Les solutions ioniques et l’électroneutralité

5Le pH : mesurer l’acidité

5.1 Ce que le pH mesure vraiment

6Mesurer un pH et diluer une solution

6.1 Deux instruments

6.2 L’effet de la dilution

Fiche mémo

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Atome, ions et classification périodique