Une fiole avec un produit chimique lumineux.
Certains produits — eau minérale, savon, shampoing… — affichent des informations sur le pH (symbole de « potentiel hydrogène »[1]) du produit. Le pH est un indicateur sur l’acidité (au sens chimique) d’un milieu. Il est entré dans le langage courant.
Or, tous les acides ne se valent pas : l’acide sulfurique est autrement plus dangereux que du jus de citron, par exemple. Pour cette raison, il a été créé l’échelle du pH pour mesurer et quantifier l’acidité d’une solution.

Bien que, dans l’absolu, une solution plus acide qu’une autre donne une certaine indication sur la dangerosité d’un produit, ce n’est pas toujours le cas (il faut plutôt tenir compte de l’activité chimique des molécules en jeu). Dans cet article, cependant, on va rester dans le simple et laisser ce point de côté.

L’échelle du pH

L’échelle de pH quantifie en réalité la quantité d’hydrogène ionique dans une solution : il compte le nombre d’ions $H^+$ pour chaque molécule dans la solution. Notons au passage qu’un ion $H^+$, qui est un atome d’hydrogène sans électron, est appelé « hydron » et, dans le cas de l’isotope le plus simple (et de loin le plus courant) de l’hydrogène, est simplement un proton.

Ainsi, une solution avec un pH de 0 a un ion $H^+$ pour chaque autre molécule en présence. Une solution au pH de 1, a un ion $H^+$ pour dix autre molécules. Pour un pH de 2, c’est 1 pour 100, et ainsi de suite.
L’échelle est donc logarithmique : chaque unité sur le pH correspond a un facteur 10 sur la concentration des ions $H^+$.

Dans une solution aqueuse à 25 °C, le pH est une échelle qui va de 0 à 14 : les solutions acides ont un pH entre 0 et 7, et les solutions basiques de 7 à 14. Quand le pH vaut 7, elle est dite neutre.

Le pH neutre

Quand le pH est de 7, la solution est neutre : il y a alors un ion $H^+$ pour 10⁷ (soit dix millions) molécules. Ceci correspond au pH de l’eau pure : en effet, dans l’eau pure, environ une molécule d’eau sur 10 millions se disloque et devient $H^++HO^-$. Cette séparation spontanée d’une molécule d’eau se nomme l’autoprotolyse de l’eau (auto (seule), proto (proton), lyse (destruction)). Dans une solution d’eau pure, il y a autant d’ions $H^+$ que d’ions $HO^-$.

Acidité et basicité

Quand on verse un acide dans un verre d’eau, le produit va libérer un ion $H^+$ à lui. On se retrouve alors avec davantage d’ions $H^+$ que d’ions $HO^-$. Le ratio d’ions $H^+$ par rapport aux autres molécules en présence augmente et le pH descend.

À l’inverse, si l’on verse une base dans de l’eau, la base libère des ions $HO^-$ (ou absorbe des ions $H^+$) et on a plus d’ions $HO^-$ que d’ions $H^+$ : la solution devient basique.

Un acide est donc capable de libérer des hydrons (protons) dans la solution. En général, si ça se passe dans l’eau, l’ion $H^+$ se combine avec une (ou plusieurs) molécule d’eau pour former un ion $H_3O^+$.

Si l’on se retrouve avec d’autres molécules (comme un métal), l’hydron ou l’acide peut également se lier à ces molécules là et réagir avec.
Ceci est le mécanisme qui rend les acides si dangereux : une fois qu’ils se sont débarrassés de leur hydron, le produit est très réactif et peut aller attaquer à peu près n’importe quoi.

Certains super-acides sont si puissants qu’ils « forcent » les autres molécules a accepter leur hydron. L’acide fluoroantimonique (le plus puissant super-acide connu) est ainsi capable d’attaquer le verre, le plastique, l’or, l’air, l’eau… bref, tous les éléments à l’exception du téflon (suffisamment stable pour résister au hydron libéré).

Pour les bases, c’est la même chose, à l’exception qu’un hydron n’est pas éjecté mais capturé : une base peut aller voler un ion hydrogène ou tout autre ion positif d’une molécule qui se trouvait sur son chemin.

En conclusion

Le pH indique la concentration des ion $H^+$ dans la solution.

Certains acides sont moins acides que d'autres : l'acide sulfurique, par exemple, libère deux ions $H^+$ par molécule, alors que l'acide chlorhydrique ou nitrique, seulement un.

Il faut aussi considérer que chaque molécule de l'acide ne se sépare pas forcément de son $H^+$. On parle alors de la force des acides : plus l’acide se disloque, plus il est fort (on parle d’acides forts). À l’inverse, on a à faire à un acide faible si peu de $H^+$ ne sont que libérés. Mais là, ça sort un peu du cadre de cet article.

Notes

[1] La signification « potentiel hydrogène » pour pH a été choisie après le symbole lui-même : à l’origine, il s’agit d’une simple notation, qu’on retrouve aussi dans « pKa », par exemple.

image : travail personnel

17 commentaires

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Guillaume wrote:

Bonjour Timo,

Encore un article très intéressant ... Merci :-)

Juste une critique : tes formules ne sont pas correctement résolues dans mon lecteur rss (freshrss). Par exemple, le symbole H+ de cet article apparaît ainsi : $H^+$.

Pourrais-tu y faire quelque chose STP ?

Merci encore et continue comme ça.

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Le Hollandais Volant wrote:

@Guillaume : Salut !
En effet, c’est un problème connu :/

Je n’ai pas de solution pour le moment. Il y a bien un système standardisé pour faire des équations dans des pages web, mais aucun navigateur (sauf Firefox) ne les supporte. Pour le moment je préfère un truc qui fonctionne dans tous les navigateurs, même si ça implique de se rendre sur ma page.

Néanmoins, la notation « ^ » pour l’exposant et « _ » pour l’indice sont assez répandues dans les différents logiciels et langages scientifiques. Je ne peux pas exiger de mes lecteurs qu’ils connaissent tous cette notation, mais avec un peu d’entraînement, on peut quand-même deviner.

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Guillaume wrote:

Tant pis :-(

Merci encore

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Daïmanu wrote:

Merci beaucoup pour cet article, il répond à beaucoup de questions laissés sans réponses depuis le lycée, où on ne fait que survoler l'étude de ce phénomène.

Je comprends mieux maintenant pourquoi certains acides arrivent à avoir un pH négatif.

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AdnX wrote:

Bel article, belle photo.
Quelques exemples de reactions chimiques seraient la bienvenue ;)

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Juju wrote:

"Quand on verse un acide dans un verre d’eau": et non pas l'inverse !
ça parait idiot mais il faut le savoir.

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Le Hollandais Volant wrote:

@Juju : En effet, je n’en ai pas parlé, mais c’est important !
La dissolution d’un acide dans de l’eau libère de l’énergie (chaleur).

Si on verse l’acide dans l’eau, la chaleur se dissipe très bien dans l’intégralité de l’eau.
Si on verse de l’eau dans l’acide, la faible quantité d’eau (par rapport à l’acide, initialement) absorbe beaucoup de chaleur, peut bouillir et projeter de l’acide partout. C’est très dangereux.

Une façon de s’en souvenir :
On met l’acide dans l’eau, car il y a un « A » dans « eau ».
Par contre, on ne met pas d’eau dans l’acide, car il n’y a pas d’O [eau] dans « acide ».

(Et du coup, pareil pour les bases)

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brusicor02 wrote:

Alors, il va falloir rectifier plusieurs choses :
- "pH" n'est pas le symbole de "potentiel hydrogène", c'est une mauvaise traduction historique (10.1016/S0968-0004(99)01517-0)
- un atome d'hydrogène sans un électron, ce n'est pas un proton : c'est un "hydron" car l'hydrogène n'est pas que du protium ¹H. (https://goldbook.iupac.org/html/H/H02904.html)
- le pH peut s'approximer avec la CONCENTRATION molaire, c'est-à-dire la quantité d'hydrons par rapport au VOLUME total de solution), et non pas par rapport au nombre d'entités chimiques (qui est la FRACTION molaire)
- les valeurs de pH pour les bornes et la neutralité ne sont valables qu'à une température de 25°C entre autres. (https://doi.org/10.1063/1.1928231). La définition de la neutralité dans l'eau est seulement la même activité entre les hydrons et les hydroxydes (même concentrations)
- "une fois qu’ils se sont débarrassés de leur proton, le produit est très réactif et peut aller attaquer à peu près n’importe quoi" or c'est notamment les ions H⁺ qui vont être responsable des propriétés acides classiques comme l'attaque des métaux.
- pendant tous l'article, tu ne parles que des acides de Brønsted-Lowry. Il y a d'autres types d'acides et de bases pour lesquels tes définitions ne s'appliquent pas (Arrhénius, Lewis, etc)

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Jeff wrote:

@juju @Timo

La vraie règle consiste à toujours verser le liquide le plus dense dans le moins dense afin d'avoir un meilleur mélange et d'éviter que le dégagement de chaleur ne se concentre en surface et ne crée de projections. Et justement, la plupart des acides sont plus denses que l'eau.

Par contre, l'ammoniaque concentrée est moins dense que l'eau. On verse donc l'eau dans l'ammoniaque (et sous la hôte bien-sûr).

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Le Hollandais Volant wrote:

@brusicor02 : J’ai rectifié la plupart des choses.
Pour la dernière remarque, en effet, j’ai gardé que la théorie de Brønsted-Lowry (la plus simple). J’ai laissé les autres de côté (Lewis, avec le modèle quantique et Arrhénius, où on tient aussi compte du solvant), ce n’était pas le but ici.

- le pH peut s'approximer avec la CONCENTRATION molaire, c'est-à-dire la quantité d'hydrons par rapport au VOLUME total de solution), et non pas par rapport au nombre d'entités chimiques (qui est la FRACTION molaire)

J’avais trouvé cette façon d’expliquer le pH comme un ratio molaire assez parlante.

Si je veux conserver cette idée (à peu près, même si personne ne le fait), je trouve (pour un pH de 7) qu’on a 1 H⁺ pour 550 000 000 de molécules d’eau.
(j’utilise ici le fait que 1 L d’eau = 55 moles, et 1 mol = 18 grammes, et j’ignore la taille de la molécule d’acide elle-même).

Pour un pH de 1, je suis à 1 H⁺ pour 550 molécules d’eau. On conserve cette idée de ×10 pour chaque valeur entière de pH.

Mais je peux m’en tenir au fait que « une diminution de 1 du pH revient à multiplier la concentration en H⁺ par 10.)

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Marc wrote:

Merci pour cet article qui prolonge un article précédent sur les 10 produits les plus dangereux qui m'avait beaucoup intéressé.

Je ne suis pas chimiste, si je comprend bien un acide va destructurer la matière en cassant les molécules du fait du vol d'un Atome d'hydrogene. Si c'est bien le cas j'arrive à m'en faire une représentation mental (Un acide ronge). Cependant j'ai plus de mal avec les produit basiques j'ai du mal à comprendre comment ils peuvent dissoudre la matière alors qu'ils ajoutent un atome à la structure moleculaire si je ne me trompe pas.

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Le Hollandais Volant wrote:

@Marc : C’est l’acide qui donne le H⁺, et le refourgue à la matière qu’il ronge. La base essaye de capter un H⁺ (ou un autre cation).

Mais le point commun, c’est surtout qu’ils déstabilisent la matière, soit en retirant une pièce, soit en y ajoutant quelque chose. Un peu comme une construction en légo : si on retire un bout, la construction s’effondre. Mais si on insère une brique de plus dans une structure déjà stable, ça s’effondre tout autant.

Mais il y a bien d’autres façons de « ronger » la matière. Si tu verses du mercure sur de l’or, l’or va être absorbé dedans. Un autre exemple, c’est le gallium (un métal liquide à 28 °C — très amusant à manipuler, et qu’on trouve facilement, comme sur Amazon) avec de l’alu : si on met une goutte de gallium sur un cadenas en alu, le cadenas est totalement rongé en quelques heures. Il s’effrite alors avec les doigts : https://www.youtube.com/watch?v=k919f7Qi4es
La structure cristalline de l’alu en est totalement déstabilisée, et n’est plus du tout aussi solide.

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Yann wrote:

Hello,
J'adore tes articles :)
Si jamais tu en as envie, je pense que cela pourrait être très intéressant d'appliquer/détailler ces principes dans notre vie de tous les jours:
Du mécanisme dans les produits vaisselle, la lessive, ou le savon,
des interactions du bicarbonate de soude ou encore du vinaigre blanc avec des corps gras

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Le Hollandais Volant wrote:

@Yann : Je note l’idée pour le savon/produit vaisselle/lessive : C’est un sujet que je veux faire depuis longtemps, mais je le pensais trop simple en fait ^^

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stephane wrote:

Bonjour,
Il y a, selon moi, une affirmation qui peut conduire à une confusion. Vous écrivez:
"les acides ont un pH entre 0 et 7, et les bases de 7 à 14"
Plutôt que d'utiliser les noms communs, on devrait plutôt dire:
"les solutions dont le pH est entre 0 et 7 sont acides (adjectif), et les solutions dont le pH est de 7 à 14 sont basiques (adjectif)".
En effet, les domaines de prédominance entre formes acide/ base conjuguées dépendent de la valeur du pKa du couple. On peut ainsi trouver une solution basique où l'espèce prédominante est une base.
Par exemple, une solution de pH=6 contient un peu plus de 10 fois plus d'ions éthanoate que d'acide éthanoïque (pKa=4.8).
Par ailleurs, j'apprécie vraiment ce que vous faites.
Cordialement.
Stéphane

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Le Hollandais Volant wrote:

@stephane : Oui, en effet, les deux formes sont présentes quelque soit le pH. J’ai édité pour « les solutions acides ont un pH entre 0 et 7, et les solutions basiques de 7 à 14 ».


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