Acides, bases et pH

Mesurer un pH et classer les solutions.

Chimie 4ème Chapitre 6 / 7 ⏱ 6 h

Ce que tu sauras faire à la fin

Mesurer un pH et interpréter la valeur
Prévoir l'effet d'une dilution
Manipuler acides et bases en sécurité

Le citron que tu presses sur ton poisson braisé, le vinaigre qui parfume la salade, le savon qui mousse sous la douche, l'eau de Javel qui blanchit le linge : tous les jours, tu manipules des solutions acides ou basiques sans forcément t'en rendre compte. Certaines sont inoffensives à petite dose, d'autres peuvent brûler la peau en quelques secondes. Comment les reconnaître, comment les mesurer, et surtout comment les manipuler sans danger ? C'est tout l'objet de ce chapitre.

Tu as déjà rencontré les ions dans le chapitre « Les ions et les solutions ioniques », et tu sais que certains métaux réagissent avec les acides en dégageant un gaz. Ici, tu vas apprendre à classer n'importe quelle solution grâce à un nombre unique, le pH, à repérer les produits acides ou basiques de la vie courante, et à comprendre pourquoi diluer une solution change sa dangerosité.

Ce chapitre est aussi, et peut-être surtout, un chapitre de sécurité. Un acide ou une base concentrés ne pardonnent pas : gestes précis, protections obligatoires, réflexes à avoir en cas de projection. Ce sont des règles que tout technicien de laboratoire, tout artisan savonnier, tout agriculteur qui manipule des produits phytosanitaires applique tous les jours.

1Notion d'acide et de base

Dans la cuisine, au jardin, à l'atelier, tu croises en permanence trois grandes familles de solutions : les solutions acides, les solutions basiques (on dit aussi « alcalines ») et les solutions neutres.

Définition

Une solution est acide si elle est plus acide que l'eau pure. Une solution est basique si elle est moins acide que l'eau pure (on dit qu'elle est « alcaline »). Une solution est neutre si elle a exactement le même caractère que l'eau pure : l'eau pure elle-même est la solution neutre de référence.

L'acidité d'une solution est liée à la présence d'ions hydrogène $\text{H}_3\text{O}^+$ ; la basicité est liée aux ions hydroxyde $\text{OH}^-$ . Tu retrouveras ces ions en détail dans le chapitre sur les solutions ioniques.

Sans aucun instrument, certains indices permettent déjà de repérer la famille d'une solution — mais ils ne remplacent jamais une vraie mesure.

Méthode — repérer un acide ou une base sans instrument

Un acide fait souvent effervescence (bulles de gaz) au contact de certains métaux comme le fer, le zinc ou l'aluminium.
Une base concentrée donne une sensation glissante, savonneuse au toucher (comme le savon lui-même).
Un acide ou une base concentrés attaquent visiblement certaines matières : ils rongent le métal, décolorent le tissu, piquent au nez.

Ces indices servent seulement à se méfier avant de manipuler ; la mesure du pH (section 2) reste la seule méthode fiable.

Attention

Au laboratoire comme à la maison, on ne goûte jamais, on ne touche jamais à mains nues et on ne sent jamais directement une solution dont on ne connaît pas la nature. Même un produit d'apparence anodine (une bouteille sans étiquette, un reste de produit d'entretien) doit être traité comme potentiellement dangereux.

Exemple — classer sans mesurer

Awa verse un peu de jus de citron sur un clou en fer posé dans une coupelle : de petites bulles apparaissent aussitôt à la surface du clou. Son frère fait mousser du savon de Marseille entre ses mains mouillées : la mousse laisse la peau glissante plusieurs minutes.

Le jus de citron dégage un gaz au contact du fer : c'est une solution acide. Le savon donne une sensation glissante caractéristique : c'est une solution basique. L'eau du robinet, qui ne provoque ni bulles ni sensation savonneuse, est proche d'une solution neutre.

Exemple — un seul indice ne suffit pas

Fatou verse un peu d'eau de Javel sur un clou identique : aucune bulle n'apparaît, mais après quelques minutes la surface du clou est ternie et légèrement rongée.

L'absence de bulles montre que ce n'est pas le comportement typique d'un acide ; pourtant le métal est bien attaqué. C'est la signature d'une base concentrée : elle aussi peut ronger un métal, mais sans effervescence. D'où la règle d'or : ne jamais vérifier « à la main » ou « au nez », toujours mesurer.

Chimie & Co — Arrhenius et la naissance d'une théorie

En 1884, le chimiste suédois Svante Arrhenius, alors âgé de vingt-cinq ans seulement, propose dans sa thèse de doctorat une idée neuve : les acides et les bases se distinguent par les ions qu'ils libèrent lorsqu'on les dissout dans l'eau. Son jury, peu convaincu, lui attribue la note la plus basse permettant tout juste d'obtenir le diplôme !

Vingt ans plus tard, en 1903, cette même théorie lui vaut le prix Nobel de chimie. Elle reste, aujourd'hui encore, la base de ce que tu étudies dans ce chapitre.

2Échelle de pH

Dire qu'une solution est « acide » ne suffit pas : le vinaigre et le jus de citron sont tous les deux acides, mais pas au même point. Il fallait un nombre pour mesurer précisément ce degré d'acidité : c'est le rôle du pH.

Définition

Le pH (« potentiel Hydrogène ») est un nombre, sans unité, qui indique le caractère acide, neutre ou basique d'une solution. Au collège, il est compris entre $0$ et $14$ .

Propriété

Si $\text{pH} < 7$ : la solution est acide (plus le pH est proche de $0$ , plus elle est acide).
Si $\text{pH} = 7$ : la solution est neutre, comme l'eau pure.
Si $\text{pH} > 7$ : la solution est basique (plus le pH est proche de $14$ , plus elle est basique).

Figure 1 — L'échelle de pH classe les solutions de très acide (pH proche de

0

) à très basique (pH proche de

14

) ;

\text{pH} = 7

correspond à une solution neutre, comme l'eau pure. Chaque produit se place à un endroit précis de l'échelle.

Exemple — lire une valeur de pH

Un pH-mètre affiche $\text{pH} = 1{,}2$ pour un débouche-évier, et $\text{pH} = 6{,}9$ pour de l'eau minérale.

$1{,}2$ est très inférieur à $7$ : le produit est un acide fortement concentré, donc corrosif et dangereux. $6{,}9$ est très proche de $7$ : l'eau minérale est quasiment neutre, elle ne présente pas de danger chimique particulier.

Exemple — comparer deux solutions

Une solution A a un pH de $9$ , une solution B a un pH de $11$ . Laquelle est la plus basique ?

Les deux pH sont supérieurs à $7$ : A et B sont toutes les deux basiques. Comme $11$ est plus proche de $14$ que $9$ , la solution B est la plus basique des deux — et donc, en général, la plus dangereuse à manipuler pure.

Attention

Un pH proche de $0$ ou proche de $14$ signale un produit très corrosif : ce n'est pas seulement le mot « acide » qui doit t'alerter, un $\text{pH} = 13$ est tout aussi dangereux qu'un $\text{pH} = 1$ , simplement dans l'autre sens.

Chimie & Co — Le pH né dans une brasserie

C'est en 1909, au laboratoire de la brasserie Carlsberg, au Danemark, que le chimiste Søren Sørensen invente l'échelle de pH. Son objectif n'avait rien d'académique : il cherchait à contrôler précisément l'acidité du moût pendant la fermentation de la bière, un facteur essentiel pour sa qualité.

Le mot « pH » vient de l'allemand potenz (puissance) et de l'initiale de l'hydrogène, $\text{H}$ . Plus d'un siècle plus tard, cette échelle de $0$ à $14$ est utilisée partout dans le monde, du laboratoire à la piscine municipale.

3Mesure : papier pH, pH-mètre, indicateurs colorés

On ne devine jamais un pH : on le mesure. Trois outils existent au laboratoire, du plus simple au plus précis.

3.1 Le papier pH

Le papier pH est une bandelette imprégnée d'un mélange d'indicateurs colorés. Trempée dans une solution, elle prend une teinte que l'on compare à un nuancier imprimé sur la boîte.

Méthode — utiliser du papier pH

Découper ou prendre une petite bandelette propre.
La tremper $1$ à $2$ secondes dans la solution à tester, sans la laisser plus longtemps.
Comparer immédiatement la couleur obtenue au nuancier de la boîte.
Lire la valeur de pH la plus proche : la précision est d'environ $\pm 1$ unité de pH.

Exemple — lire une bandelette

Une bandelette trempée dans un jus de bissap vire au rouge-orangé, une couleur qui correspond sur le nuancier à la zone $\text{pH} = 2$ à $3$ .

On ne peut pas être plus précis qu'à une unité près avec ce papier : on conclut simplement que le bissap est une boisson acide, de pH voisin de $2$ à $3$ .

3.2 Le pH-mètre

Le pH-mètre est un appareil électronique muni d'une sonde (électrode) fragile, en verre. Il donne une valeur numérique précise, affichée avec une décimale.

Méthode — utiliser un pH-mètre

Étalonner l'appareil avant chaque séance, avec des solutions étalons de pH connu (souvent $4$ , $7$ et $10$ ).
Rincer la sonde à l'eau distillée et la sécher délicatement avant chaque mesure.
Plonger la sonde dans la solution, agiter doucement, attendre que l'affichage se stabilise.
Lire la valeur affichée, puis rincer à nouveau la sonde avant de la ranger.

Outil	Précision	Usage typique
Papier pH	$\pm 1$ unité	Test rapide, terrain, pas cher
Indicateur coloré liquide	zone de $2$ à $3$ unités	Visualiser un changement
pH-mètre	$\pm 0{,}1$ unité	Mesure précise, contrôle qualité

Attention

Une sonde de pH-mètre ne doit jamais sécher ni être essuyée avec un tissu rêche : elle est en verre fin et se raye ou se casse facilement. Un appareil mal étalonné donne une valeur fausse, même s'il semble fonctionner normalement.

3.3 Les indicateurs colorés

Un indicateur coloré est une substance qui change de couleur selon le pH du milieu où on la verse. Le bleu de bromothymol (BBT), utilisé en classe, est jaune en milieu acide, vert en milieu neutre et bleu en milieu basique.

Exemple — le BBT en classe

Le professeur ajoute quelques gouttes de BBT dans trois tubes : le premier vire au jaune, le deuxième reste vert, le troisième vire au bleu.

Tube 1 : solution acide (pH $< 7$ ). Tube 2 : solution neutre (pH $\approx 7$ ). Tube 3 : solution basique (pH $> 7$ ). Le BBT ne donne pas de valeur précise, seulement la famille de la solution.

Certains végétaux contiennent naturellement des pigments qui jouent le même rôle : les anthocyanes, présents en grande quantité dans le chou rouge et dans les fleurs d'hibiscus qui donnent le bissap.

Figure 2 — Le jus de chou rouge (ou de bissap, riche des mêmes pigments, les anthocyanes) change progressivement de couleur avec le pH : rose-rouge en milieu très acide, violet vers la neutralité, bleu puis vert et jaune en milieu basique.

Exemple — identifier un pH grâce au chou rouge

Moussa verse du jus de chou rouge dans un verre de jus de bissap : le mélange devient rose-rouge vif. Il en verse dans une eau savonneuse : le mélange devient vert.

D'après le nuancier (Figure 2), un rose-rouge vif correspond à un pH proche de $2$ , et un vert correspond à un pH proche de $10$ . Le bissap est donc fortement acide, l'eau savonneuse nettement basique.

Chimie & Co — Le sirop qui change de couleur

Dans les années 1660, le chimiste et physicien irlandais Robert Boyle remarque par hasard qu'un sirop de violettes, renversé sur une table où traînait de l'acide chlorhydrique, vire du bleu au rouge. Intrigué, il teste ensuite ce sirop sur de nombreuses autres substances, acides et basiques, et observe à chaque fois un changement de couleur cohérent.

Boyle vient de découvrir, sans le nommer ainsi, le principe des indicateurs colorés — plus de trois siècles avant que le chou rouge ne devienne un classique des salles de sciences du monde entier.

4Dilution et pH

Diluer une solution, c'est lui ajouter de l'eau. Le volume total augmente, mais la quantité de substance dissoute, elle, ne change pas : elle se retrouve simplement « étalée » dans davantage d'eau.

Propriété

Quand on dilue une solution acide, son pH augmente et se rapproche de $7$ (sans jamais le dépasser par simple ajout d'eau). Quand on dilue une solution basique, son pH diminue et se rapproche de $7$ (sans jamais descendre en dessous). Une solution déjà neutre reste neutre, quelle que soit la quantité d'eau ajoutée.

Méthode — pourquoi le pH se rapproche de 7

Diluer ne fait ni apparaître ni disparaître de substance acide ou basique : elle est seulement répartie dans un plus grand volume d'eau, qui est elle-même neutre. Moins concentrée, la solution se comporte de moins en moins comme un acide (ou une base) pur, et de plus en plus comme de l'eau : son pH glisse donc vers $7$ , la valeur de l'eau pure.

L'expérience montre une régularité utile pour estimer un ordre de grandeur, tant que le résultat reste loin de $7$ :

Propriété (observation expérimentale)

Diluer une solution acide (ou basique) par $10$ fait varier son pH d'environ $1$ unité, dans le sens du rapprochement vers $7$ . Diluer par $100$ fait varier le pH d'environ $2$ unités, etc.

Figure 3 — À chaque étape, on prélève un peu de solution et on la mélange à de l'eau distillée : le pH augmente et se rapproche de

7

, mais la solution reste acide jusqu'au bout — seule une eau totalement pure atteint exactement

7

Exemple — calculer un facteur de dilution

On prélève $10$ mL d'une solution de vinaigre (pH $= 3$ ) et on ajoute $90$ mL d'eau distillée. Quel est le facteur de dilution ? Le pH va-t-il augmenter ou diminuer ?

volume final $= 10 + 90 = 100$ mL
facteur de dilution $= \dfrac{\text{volume final}}{\text{volume prélevé}}$
$=$ $\dfrac{100}{10}$ on prélève 10 mL, on obtient 100 mL
$=$ $10$

La solution est diluée $10$ fois. D'après la propriété observée, le pH doit augmenter d'environ $1$ unité : de $3$ , il devrait passer à environ $4$ . La solution reste acide, mais nettement moins concentrée.

Exemple — une base que l'on dilue

Une solution de soude a un pH de $13$ . On la dilue $100$ fois avec de l'eau distillée. Estime son nouveau pH.

Diluer par $100$ , c'est diluer deux fois par $10$ ( $10 \times 10 = 100$ ) : le pH doit donc varier d'environ $2$ unités, en se rapprochant de $7$ . Comme la solution est basique, le pH diminue : de $13$ , il devrait passer à environ $11$ . La solution reste basique.

Attention

Diluer un acide ou une base concentrés ne les rend pas inoffensifs tant qu'ils restent proches de leur concentration d'origine. Et surtout, la dilution elle-même doit se faire dans le bon sens : tu découvriras pourquoi dans la section 6.

5Solutions de la vie courante

Une fois qu'on sait lire un pH, on découvre que les produits qui nous entourent couvrent presque toute l'échelle, du très acide au très basique.

5.1 Des produits très différents

Produit	pH approximatif	Famille
Débouche-canalisation	$14$	Base très concentrée
Eau de Javel	$12$ à $13$	Base concentrée
Savon de Marseille	$9$ à $10$	Base
Bicarbonate de soude en solution	$8{,}5$	Base faible
Eau de mer	$8$	Légèrement basique
Sang	$7{,}4$	Légèrement basique
Eau pure	$7$	Neutre
Lait	$6{,}5$	Légèrement acide
Café	$5$	Acide
Jus de bissap	$2$ à $3$	Acide
Vinaigre	$2{,}5$ à $3$	Acide
Jus de citron	$2$	Acide fort (naturel)

Le jus de citron, le vinaigre ou le bissap sont des acides — mais on les consomme sans danger, car ils sont naturellement peu concentrés. Ce n'est pas le mot « acide » qui doit t'inquiéter, c'est la concentration : un acide de laboratoire au même pH, mais préparé à forte concentration, brûlerait la peau instantanément.

Exemple — classer des boissons

Range par ordre croissant de pH : jus de citron, lait, café, eau pure.

D'après le tableau : citron ( $2$ ) $<$ café ( $5$ ) $<$ lait ( $6{,}5$ ) $<$ eau pure ( $7$ ). L'ordre croissant de pH est donc : citron, café, lait, eau pure — du plus acide au neutre.

Exemple — retrouver un produit à partir de son pH

Un pH-mètre plongé dans une solution inconnue affiche $\text{pH} = 12{,}6$ . Quel produit du tableau cela peut-il être ?

Dans le tableau, la valeur $12{,}6$ se situe entre l'eau de Javel ( $12$ à $13$ ) et le débouche-canalisation ( $14$ ) : il s'agit très probablement d'eau de Javel, une base concentrée — à manipuler avec précaution (section 6).

5.2 Les pluies acides

Une pluie normale est déjà très légèrement acide ( $\text{pH} \approx 5{,}6$ ), à cause du dioxyde de carbone naturellement dissous dans l'air. Mais certains gaz rejetés par les usines, les moteurs ou les feux de brousse — dioxyde de soufre, oxydes d'azote — se dissolvent eux aussi dans les gouttes de pluie et forment des acides supplémentaires. On parle alors de pluie acide, avec un pH qui peut descendre jusqu'à $4$ , voire moins.

Le terme « pluie acide » est utilisé pour la première fois en 1852, par le chimiste écossais Robert Angus Smith, qui étudie déjà l'air pollué des villes industrielles de son époque.

Attention

Les pluies acides abîment les forêts, acidifient les lacs et les rivières (ce qui menace poissons et végétaux aquatiques), et rongent lentement la pierre des bâtiments et des monuments. Même un petit écart de pH correspond, chimiquement, à une acidité bien plus grande qu'il n'y paraît.

6Dangers et sécurité

Tu l'as compris tout au long de ce chapitre : un pH proche de $0$ ou proche de $14$ signale un produit corrosif, capable de brûler la peau, les yeux, les vêtements et certains métaux en quelques secondes. Les fabricants sont obligés d'indiquer ce danger par des pictogrammes normalisés, reconnaissables dans le monde entier.

Figure 4 — Trois pictogrammes de sécurité à repérer sur les étiquettes : corrosif (brûlure immédiate), irritant (dangereux à petite dose) et dangereux pour l'environnement (ne jamais jeter à l'évier ni dans la nature).

6.1 Les gestes de protection

Méthode — se protéger avant de manipuler

Porter des lunettes de protection : les yeux sont la zone la plus fragile.
Porter des gants adaptés (jamais à mains nues).
Travailler dans un endroit aéré, jamais penché directement au-dessus du récipient.
Attacher les cheveux longs, ne jamais manger ni boire pendant la manipulation.

6.2 Diluer un acide en sécurité : l'ordre qui compte

Diluer un acide concentré dégage de la chaleur. Si l'on verse de l'eau dans un acide concentré, la petite quantité d'eau ajoutée s'échauffe brutalement, se transforme localement en vapeur, et peut projeter de l'acide brûlant hors du récipient.

Attention — la règle à ne jamais oublier

On verse toujours l'acide dans l'eau, lentement et en agitant, jamais l'eau dans l'acide. En procédant ainsi, la chaleur dégagée se disperse aussitôt dans un grand volume d'eau, sans échauffement brutal ni projection.

6.3 En cas d'accident

Méthode — les bons réflexes

Rincer immédiatement à l'eau claire, abondamment, pendant au moins $15$ minutes.
Retirer les vêtements touchés pendant le rinçage.
Alerter un adulte ou le professeur sans attendre.
Ne jamais tenter de « neutraliser » soi-même une brûlure chimique avec un autre produit.

Attention — un mélange interdit à la maison

Ne jamais mélanger de l'eau de Javel avec un autre produit d'entretien acide (détartrant, certains nettoyants pour toilettes) : la réaction dégage un gaz toxique, le dichlore ( $\text{Cl}_2$ ), dangereux même en petite quantité et en pièce fermée.

Exemple — lire une étiquette

Un flacon de déboucheur de canalisation porte le pictogramme « corrosif ». Que doit-on faire avant de l'utiliser ?

Ce pictogramme signale un produit à pH extrême (proche de $14$ pour un déboucheur) : on doit porter gants et lunettes, travailler dans une pièce aérée, verser le produit lentement dans l'eau (jamais l'inverse), et connaître les gestes de premiers secours avant de commencer.

Fiche mémo

Solution acide : $\text{pH} < 7$ ; neutre : $\text{pH} = 7$ (eau pure) ; basique : $\text{pH} > 7$ .
Échelle de pH : de $0$ (très acide) à $14$ (très basique), sans unité.
Plus le pH est proche de $0$ ou de $14$ , plus le produit est corrosif et dangereux.
Papier pH : précision $\pm 1$ unité. pH-mètre : précision $\pm 0{,}1$ unité (à étalonner avant usage).
Indicateurs colorés (BBT, chou rouge, bissap) : donnent une couleur, donc une famille ou une zone de pH, pas une valeur exacte.
Diluer une solution rapproche son pH de $7$ , sans changer sa famille (un acide dilué reste acide).
Diluer par $10$ fait varier le pH d'environ $1$ unité (observation expérimentale).
Citron, vinaigre, bissap : acides mais peu concentrés, donc sans danger à consommer.
Pluie normale : $\text{pH} \approx 5{,}6$ . Pluie acide : $\text{pH} < 5$ , due aux gaz polluants.
Pictogrammes à connaître : corrosif, irritant, dangereux pour l'environnement.
Toujours verser l'acide dans l'eau, jamais l'inverse.
Protection obligatoire : lunettes, gants, pièce aérée.
Accident : rincer $15$ minutes à l'eau claire, alerter un adulte, ne jamais neutraliser seul.
Ne jamais mélanger eau de Javel et produit acide : dégagement de dichlore toxique.

7Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe

Voici les pH de six solutions : $2$ ; $7$ ; $9$ ; $4$ ; $13$ ; $7$ . Classe chacune dans la bonne famille : acide, neutre ou basique.

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$\text{pH} < 7$ : acide. $\text{pH} = 7$ : neutre. $\text{pH} > 7$ : basique.

$2$ : acide
$7$ : neutre
$9$ : basique
$4$ : acide
$13$ : basique
$7$ : neutre

Parmi ces produits, indique lesquels sont acides et lesquels sont basiques : jus de citron, eau de Javel, lait, savon de Marseille, café.

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D'après le tableau de la section 5 : jus de citron (pH $2$ ) et café (pH $5$ ) sont acides ; lait (pH $6{,}5$ ) est légèrement acide ; eau de Javel (pH $12$ à $13$ ) et savon de Marseille (pH $9$ à $10$ ) sont basiques.

Une bandelette de papier pH trempée dans une solution prend une couleur bleu foncé, correspondant sur le nuancier à $\text{pH} = 11$ . Quelle est la nature de cette solution ? Cite un produit du cours ayant un pH voisin.

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$11 > 7$ : la solution est basique, et même nettement basique puisque $11$ est assez proche de $14$ . C'est une valeur voisine de celle du savon de Marseille (pH $9$ à $10$ ), mais un peu plus basique — plus proche de l'eau de Javel diluée.

Vrai ou faux ? Justifie chaque réponse.

On peut goûter une solution pour savoir si elle est acide.
Une sensation glissante au toucher signale souvent une base.
Un pH proche de $14$ est sans danger.
Diluer un acide le transforme en base.

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a. Faux. On ne goûte jamais une solution inconnue : c'est une règle de sécurité absolue.

b. Vrai. C'est un des indices qualitatifs d'une base (section 1).

c. Faux. Un pH proche de $14$ , tout comme un pH proche de $0$ , signale un produit très corrosif.

d. Faux. Diluer rapproche le pH de $7$ mais ne fait jamais passer un acide au-dessus de $7$ : il reste acide.

On dilue une solution basique de pH $= 11$ avec beaucoup d'eau. Le pH va-t-il augmenter, diminuer, ou rester constant ? Justifie sans calcul.

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La solution est basique ( $\text{pH} > 7$ ). Diluer une solution basique rapproche son pH de $7$ : le pH va donc diminuer, en restant toutefois supérieur à $7$ (la solution reste basique).

Niveau 2 — Approfondissement

Un élève mesure le pH d'une même solution avec du papier pH (résultat : $\text{pH} \approx 5$ ) puis avec un pH-mètre (résultat : $\text{pH} = 5{,}3$ ).

Ces deux résultats sont-ils cohérents ?
Lequel des deux instruments donne l'information la plus précise ? Pourquoi ?

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1. Le papier pH a une précision d'environ $\pm 1$ unité : un résultat « $\approx 5$ » est donc parfaitement cohérent avec une valeur réelle de $5{,}3$ (l'écart est inférieur à $1$ ).

2. Le pH-mètre est le plus précis : il affiche une décimale, avec une précision d'environ $\pm 0{,}1$ unité, contre $\pm 1$ unité pour le papier pH.

On prélève $5$ mL d'une solution basique de pH $= 12$ et on y ajoute $45$ mL d'eau distillée. Calcule le facteur de dilution puis estime le nouveau pH.

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volume final $= 5 + 45 = 50$ mL
facteur de dilution $= \dfrac{50}{5}$
$=$ $10$

Une dilution par $10$ fait varier le pH d'environ $1$ unité. La solution étant basique, le pH diminue : de $12$ , on estime un nouveau pH d'environ $\mathbf{11}$ .

Un jus est testé avec du jus de chou rouge : il devient vert.

D'après le nuancier (Figure 2), quelle valeur de pH est la plus proche ?
La solution est-elle acide ou basique ?

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1. Sur le nuancier de la Figure 2, la teinte verte correspond à une zone proche de $\text{pH} = 10$ .

2. $10 > 7$ : la solution est basique.

Une pluie normale a un pH de $5{,}6$ . Un jour de forte pollution, la pluie mesurée a un pH de $4{,}1$ .

Calcule l'écart entre ces deux pH.
Cette pluie polluée est-elle plus ou moins acide que la pluie normale ?
Pourquoi ce simple écart de pH sous-estime-t-il la vraie différence d'acidité ?

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écart $= 5{,}6 - 4{,}1$
$=$ $1{,}5$ unité de pH

2. Un pH plus bas signifie une solution plus acide : la pluie polluée est donc plus acide que la pluie normale.

3. D'après la propriété du cours, un écart de seulement $1$ unité de pH correspond déjà, en général, à un changement de concentration d'un facteur $10$ . Un écart de $1{,}5$ unité correspond donc à une différence d'acidité bien plus grande que ce que le simple nombre « $1{,}5$ » ne laisse penser.

Niveau 3 — Défi

Un technicien mesure le pH de quatre échantillons d'eau prélevés dans une usine : A ( $\text{pH} = 3{,}2$ ), B ( $\text{pH} = 6{,}8$ ), C ( $\text{pH} = 9{,}1$ ), D ( $\text{pH} = 12{,}4$ ).

Classe ces échantillons par ordre croissant de pH, en précisant la famille de chacun.
Place les quatre échantillons sur une échelle de pH.
Si l'on dilue dix fois l'échantillon A, quel pH peut-on estimer ?
Quel échantillon nécessite le plus de précautions de manipulation ? Pourquoi ?

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1. Ordre croissant : A ( $3{,}2$ ) $<$ B ( $6{,}8$ ) $<$ C ( $9{,}1$ ) $<$ D ( $12{,}4$ ). A est acide (nettement), B est acide très faible (proche de la neutralité, mais $6{,}8 < 7$ ), C et D sont basiques, D beaucoup plus fortement.

Figure 5 — Les quatre échantillons A, B, C, D placés sur l'échelle de pH : A et B sont acides (B tout proche de la neutralité), C et D sont basiques.

3. Diluer par $10$ fait varier le pH d'environ $1$ unité, dans le sens du rapprochement vers $7$ :

$\text{pH}_{\text{A dilué}} \approx 3{,}2 + 1$
$=$ $4{,}2$

L'échantillon dilué reste acide.

4. C'est l'échantillon D qui exige le plus de précautions : avec $\text{pH} = 12{,}4$ , il est le plus éloigné de la neutralité ( $12{,}4 - 7 = 5{,}4$ , contre $7 - 3{,}2 = 3{,}8$ pour A) : c'est donc le plus corrosif des quatre.

Trois flacons non étiquetés X, Y, Z sont testés de deux façons. X : chou rouge → rouge vif ; papier pH → $\text{pH} = 2$ . Y : chou rouge → violet ; papier pH → $\text{pH} = 6$ . Z : chou rouge → jaune ; papier pH → $\text{pH} = 13$ .

Pour chaque flacon, les deux méthodes sont-elles cohérentes entre elles ?
Classe X, Y, Z du plus acide au plus basique.
Pourquoi est-il plus fiable d'utiliser deux méthodes de mesure plutôt qu'une seule ?

Voir le corrigé détaillé

1. D'après le nuancier (Figure 2) : rouge vif correspond à un pH proche de $2$ (cohérent avec X), violet correspond à un pH proche de $6$ - $7$ (cohérent avec Y), jaune correspond à un pH proche de $13$ (cohérent avec Z). Les trois résultats sont cohérents.

2. Ordre du plus acide au plus basique : X ( $2$ ) $<$ Y ( $6$ ) $<$ Z ( $13$ ).

3. Deux méthodes indépendantes permettent de vérifier le résultat : si l'une donne une valeur incohérente avec l'autre (bandelette périmée, indicateur mal préparé, appareil mal étalonné), on le détecte immédiatement au lieu de faire confiance à une mesure erronée.

Dans un club de chimie, un élève veut diluer un flacon d'acide chlorhydrique concentré. Il verse d'abord l'acide dans un bécher, puis ajoute l'eau petit à petit dedans.

Ce geste est-il correct ? Justifie avec une explication scientifique précise.
Cite trois équipements de protection qu'il aurait dû porter avant de commencer.
Quelques gouttes d'acide éclaboussent son avant-bras : décris, dans l'ordre, les gestes à effectuer.
Quel pictogramme doit obligatoirement figurer sur l'étiquette de ce flacon ?

Voir le corrigé détaillé

1. Non, ce geste est incorrect. La règle est de verser l'acide DANS l'eau, c'est-à-dire de partir d'un grand volume d'eau et d'y ajouter l'acide petit à petit. Ici, l'élève a fait l'inverse : il a ajouté de l'eau dans l'acide concentré déjà présent dans le bécher. La faible quantité d'eau ajoutée s'échauffe alors brutalement au contact de l'acide concentré et peut se vaporiser localement, provoquant des projections d'acide brûlant.

2. Lunettes de protection, gants adaptés, et travail en pièce aérée (ou blouse de laboratoire).

3. Rincer immédiatement à l'eau claire pendant au moins $15$ minutes ; retirer les vêtements touchés pendant le rinçage ; alerter un adulte ou le professeur sans attendre ; ne jamais tenter de neutraliser seul avec un autre produit.

4. Le pictogramme « corrosif ».

Niveau 4 — Problèmes de vie courante

Le savon d'Aïssatou (Dakar). À Dakar, Aïssatou fabrique du savon artisanal. Avant chaque vente, elle teste le pH de nouveaux savons avec du papier pH acheté par boîte de $100$ bandelettes à $2\,500$ F CFA (une bandelette par savon testé). Un savon est jugé « conforme » si son pH est compris entre $8$ et $10$ (bornes incluses), « à corriger » au-delà.

Résultats du jour : savon 1 : pH $8$ ; savon 2 : pH $9{,}5$ ; savon 3 : pH $11{,}5$ ; savon 4 : pH $9$ ; savon 5 : pH $12$ .

Classe les cinq savons en « conformes » et « à corriger ».
Quel est le prix d'une seule bandelette ?
Si Aïssatou teste $40$ savons par semaine, combien de boîtes doit-elle acheter par an ( $52$ semaines), et quel est le coût annuel ?

Voir le corrigé détaillé

1. Conformes (pH entre $8$ et $10$ ) : savon 1 ( $8$ ), savon 2 ( $9{,}5$ ), savon 4 ( $9$ ). À corriger : savon 3 ( $11{,}5$ ), savon 5 ( $12$ ).

prix d'une bandelette $= \dfrac{2\,500}{100}$
$=$ $25$ F CFA

bandelettes par an $= 40 \times 52$
$=$ $2\,080$ bandelettes
nombre de boîtes $= \dfrac{2\,080}{100} = 20{,}8$ on ne peut acheter que des boîtes entières
$\Rightarrow$ $21$ boîtes
coût annuel $= 21 \times 2\,500$
$=$ $52\,500$ F CFA

Le bissap de la coopérative (Abéché). À Abéché, une coopérative produit un concentré de bissap très acide ( $\text{pH} = 2$ ) qu'elle dilue pour préparer une boisson, à raison de $1$ volume de concentré pour $4$ volumes d'eau.

Quel est le facteur de dilution utilisé ?
Estime le pH approximatif de la boisson diluée.
Pour préparer $100$ L de boisson, quel volume de concentré faut-il utiliser ?
Le litre de concentré coûte $1\,800$ F CFA et une bouteille vide $150$ F CFA. Chaque bouteille contient $0{,}5$ L de boisson diluée (donc $200$ bouteilles pour $100$ L). Calcule le coût total (concentré + bouteilles).

Voir le corrigé détaillé

volume total $= 1 + 4 = 5$ parts
facteur de dilution $= \dfrac{5}{1}$
$=$ $5$

2. Une dilution par $5$ est plus faible qu'une dilution par $10$ (qui ferait varier le pH d'environ $1$ unité) : on peut estimer une variation d'environ une demi-unité, soit un pH approximatif compris entre $2{,}5$ et $3$ . La boisson reste nettement acide.

$5$ parts $\rightarrow 100$ L, donc $1$ part $\rightarrow \dfrac{100}{5}$
$=$ $20$ L
$\Rightarrow$ volume de concentré $= 20$ L

coût du concentré $= 20 \times 1\,800 = 36\,000$ F CFA
coût des bouteilles $= 200 \times 150 = 30\,000$ F CFA
coût total $= 36\,000 + 30\,000$
$=$ $66\,000$ F CFA

La canalisation d'Abidjan. Un plombier doit déboucher une canalisation avec un produit basique très concentré ( $\text{pH} = 14$ , pictogramme corrosif). Le flacon d' $1$ L coûte $3\,200$ F CFA et permet de traiter $5$ mètres de canalisation. Des gants adaptés coûtent $1\,500$ F CFA et des lunettes de protection $2\,000$ F CFA (matériel réutilisable).

Cite trois équipements de protection indispensables, et pourquoi.
Pour une canalisation de $18$ mètres, combien de flacons doit-il acheter (arrondis au flacon entier supérieur), et quel est le coût du produit seul ?
Quel est le coût total en comptant aussi l'équipement de protection (acheté une seule fois) ?
Pourquoi ne doit-il surtout pas mélanger ce produit avec de l'eau de Javel ?

Voir le corrigé détaillé

1. Gants (éviter une brûlure chimique des mains), lunettes de protection (éviter une projection dans les yeux), travail en zone aérée (éviter d'inhaler des vapeurs).

flacons nécessaires $= \dfrac{18}{5} = 3{,}6$ on ne peut acheter que des flacons entiers
$\Rightarrow$ $4$ flacons
coût du produit $= 4 \times 3\,200$
$=$ $12\,800$ F CFA

équipement $= 1\,500 + 2\,000 = 3\,500$ F CFA
coût total $= 12\,800 + 3\,500$
$=$ $16\,300$ F CFA

4. Mélanger deux produits chimiques d'entretien, en particulier avec de l'eau de Javel, peut dégager un gaz toxique (dichlore) : c'est une règle de sécurité absolue rappelée en section 6, qui vaut pour tous les produits ménagers concentrés, quel que soit le chantier.

📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

Coche une réponse par question, puis clique sur « Vérifier mes réponses » : tu obtiens ta note sur 20 avec la correction détaillée de chaque question.

Une solution est dite basique si :

elle est plus acide que l'eau pure elle est moins acide que l'eau pure elle a exactement le même caractère que l'eau pure elle ne contient aucun ion

Explication : Par définition, une solution basique est moins acide que l'eau pure (on dit aussi qu'elle est alcaline) ; une solution neutre a le même caractère que l'eau pure.

L'acidité d'une solution est liée à la présence d'ions :

hydrogène

\text{H}_3\text{O}^+

hydroxyde

\text{OH}^-

chlorure

\text{Cl}^-

sodium

\text{Na}^+

Explication : L'acidité est liée aux ions hydrogène

\text{H}_3\text{O}^+

; la basicité, elle, est liée aux ions hydroxyde

\text{OH}^-

Pour identifier la nature d'une solution inconnue au laboratoire, la règle de sécurité absolue est :

la goûter avec précaution la sentir directement, mais brièvement y tremper un doigt propre ne jamais la goûter, la toucher à mains nues ou la sentir directement : il faut mesurer son pH

Explication : Même un produit d'apparence anodine doit être traité comme potentiellement dangereux : on ne goûte jamais, on ne touche jamais à mains nues, on ne sent jamais directement. Seule la mesure du pH est fiable.

Le pH est :

une unité de concentration, exprimée en mol/L une température, exprimée en degrés un nombre sans unité, compris entre

0

14

au collège une masse volumique

Explication : Le pH (« potentiel Hydrogène ») est un nombre sans unité qui indique le caractère acide, neutre ou basique d'une solution ; il est compris entre

0

14

au collège.

Une solution de pH $= 7$ est :

acide neutre, comme l'eau pure basique forcément dangereuse

Explication : Si pH

= 7

, la solution est neutre, exactement comme l'eau pure, la solution neutre de référence.

Un produit a un pH de $13$ . Un autre a un pH de $1$ . Que peut-on affirmer ?

Les deux sont potentiellement très corrosifs, l'un étant très basique, l'autre très acide. Le produit de pH 13 est totalement inoffensif, contrairement à celui de pH 1. Seul le produit de pH 1 est dangereux, car le mot « acide » évoque le danger. Un pH proche de 14 est toujours moins dangereux qu'un pH proche de 0.

Explication : Un pH proche de

0

ou proche de

14

signale un produit très corrosif : un pH de

13

est tout aussi dangereux qu'un pH de

1

, simplement dans l'autre sens.

Une solution A a un pH de $8$ , une solution B a un pH de $12$ . Laquelle est la plus basique ?

A, car son pH est plus proche de 7 Les deux sont également basiques B, car son pH est plus proche de 14 Impossible à dire sans connaître leur concentration

Explication : Les deux pH sont supérieurs à

7

, donc A et B sont basiques ; comme

12

est plus proche de

14

que

8

, B est la plus basique des deux.

Le papier pH permet une mesure avec une précision d'environ :

\pm 0{,}01

unité

\pm 0{,}1

unité exacte, sans marge d'erreur

\pm 1

unité

Explication : Le papier pH a une précision d'environ

\pm 1

unité, contre

\pm 0{,}1

unité pour le pH-mètre, bien plus précis.

Avant d'utiliser un pH-mètre, il est indispensable de :

l'étalonner avec des solutions de pH connu le laisser sécher à l'air libre le tremper dans de l'eau de Javel pure le secouer vigoureusement

Explication : Un pH-mètre doit être étalonné avant chaque séance avec des solutions étalons de pH connu (souvent 4, 7 et 10) : un appareil mal étalonné donne une valeur fausse, même s'il semble fonctionner normalement.

Le bleu de bromothymol (BBT) est un indicateur coloré. En milieu acide, il devient :

bleu jaune vert incolore

Explication : Le BBT est jaune en milieu acide, vert en milieu neutre et bleu en milieu basique.

Quand on dilue une solution acide en ajoutant de l'eau, son pH :

diminue et s'éloigne de 7 reste rigoureusement constant devient immédiatement supérieur à 7 augmente et se rapproche de 7

Explication : Diluer une solution acide augmente son pH, qui se rapproche de

7

sans jamais le dépasser par simple ajout d'eau.

Quand on dilue une solution basique en ajoutant de l'eau, son pH :

augmente et s'éloigne de 7 reste rigoureusement constant diminue et se rapproche de 7 devient immédiatement inférieur à 7

Explication : Diluer une solution basique diminue son pH, qui se rapproche de

7

sans jamais descendre en dessous par simple ajout d'eau.

On prélève $5\ \mathrm{mL}$ d'une solution acide de pH $= 3$ et on ajoute $45\ \mathrm{mL}$ d'eau distillée. Quel est le facteur de dilution, et quel pH peut-on estimer ?

facteur

9

, pH estimé

\approx 2

facteur

10

, pH estimé

\approx 4

facteur

50

, pH estimé

\approx 5

facteur

10

, pH estimé

\approx 13

Explication : Volume final

= 5 + 45 = 50

mL.
Facteur de dilution

= \dfrac{50}{5} = 10

.
Diluer par

10

fait varier le pH d'environ

1

unité vers

7

: de

3

, le pH devient environ

4

Un élève affirme : « en diluant assez un acide avec de l'eau, on finit par obtenir une solution basique. » Cette affirmation est :

fausse : diluer un acide rapproche son pH de 7, mais ne le fait jamais dépasser 7 par simple ajout d'eau vraie, à condition de diluer suffisamment vraie uniquement si l'acide est très concentré au départ fausse, car diluer un acide ne change jamais son pH

Explication : Diluer ne fait ni apparaître ni disparaître de substance acide : le pH d'un acide dilué se rapproche de

7

et tend vers cette valeur, sans jamais la dépasser par simple ajout d'eau.

D'après les valeurs usuelles de pH, quel est l'ordre croissant correct (du plus acide au plus basique) ?

café, citron, lait, eau pure eau pure, lait, café, citron citron, lait, café, eau pure citron, café, lait, eau pure

Explication : D'après le tableau du cours : citron (pH

2

)

<

café (pH

5

)

<

lait (pH

6{,}5

)

<

eau pure (pH

7

Pour diluer un acide concentré en toute sécurité, il faut :

verser l'eau dans l'acide, doucement verser l'acide et l'eau en même temps verser l'acide dans l'eau, lentement et en agitant chauffer le mélange pour accélérer la dilution

Explication : On verse toujours l'acide dans l'eau, jamais l'inverse : ainsi, la chaleur dégagée se disperse aussitôt dans un grand volume d'eau, sans échauffement brutal ni projection.

En cas de projection d'acide sur la peau, le premier geste à effectuer est :

neutraliser la brûlure avec un produit basique rincer immédiatement et abondamment à l'eau claire, pendant au moins 15 minutes frotter la zone avec un tissu sec attendre quelques minutes avant d'agir, pour évaluer la gravité

Explication : Il faut rincer immédiatement à l'eau claire, abondamment, pendant au moins 15 minutes, retirer les vêtements touchés, et alerter un adulte sans attendre. On ne tente jamais de neutraliser soi-même.

Il ne faut jamais mélanger de l'eau de Javel avec un produit d'entretien acide (comme un détartrant), car ce mélange :

fait mousser abondamment le mélange, sans autre danger neutralise les deux produits sans risque rend le mélange totalement inoffensif dégage un gaz toxique, le dichlore

Explication : Le mélange d'eau de Javel avec un produit acide dégage du dichlore (

\text{Cl}_2

), un gaz toxique, dangereux même en petite quantité et en pièce fermée.

Une coopérative dilue un concentré de bissap très acide (pH $= 2$ ) à raison de $1$ volume de concentré pour $9$ volumes d'eau. Quel est le facteur de dilution, et quel pH peut-on estimer pour la boisson obtenue ?

facteur

10

, pH estimé

\approx 3

facteur

9

, pH estimé

\approx 11

facteur

1

, pH estimé

\approx 2

facteur

10

, pH estimé

\approx 12

Explication : Volume total

= 1 + 9 = 10

parts, donc facteur de dilution

= 10

.
Diluer par

10

fait varier le pH d'environ

1

unité vers

7

: de

2

, le pH devient environ

3

. La boisson reste nettement acide.

Un pH-mètre affiche $\text{pH} = 6{,}8$ pour un échantillon d'eau, et un papier pH donne $\text{pH} \approx 5$ sur ce même échantillon. Que peut-on en conclure ?

Les deux mesures sont cohérentes, l'écart de

1{,}8

unité est normal pour du papier pH (précision

\pm 1

). Il faut faire confiance au papier pH, plus simple d'usage. Les deux mesures sont incohérentes (l'écart dépasse la précision du papier pH) : il faut vérifier l'étalonnage du pH-mètre ou refaire les mesures. Cela prouve que la solution change de pH entre les deux mesures.

Explication : Le papier pH a une précision d'environ

\pm 1

unité : avec un pH-mètre à

6{,}8

, le papier pH devrait afficher une valeur entre

5{,}8

7{,}8

environ. Un résultat de

5

sort de cette marge : les deux mesures sont incohérentes, il faut vérifier l'étalonnage ou refaire les mesures, comme le montre l'intérêt d'utiliser deux méthodes indépendantes.

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En bref

Classe : Classe de Quatrième
Matière : Chimie
Durée estimée : 6 h
7 parties · 3 objectifs
Supports inclus : fiche, exercices corrigés, QCM

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