pH et solutions aqueuses : cours de Terminale spécialité

Le jus de citron, le vinaigre, le café, l'eau du robinet, l'eau de piscine : toutes ces solutions aqueuses ont un point commun, on peut leur attribuer un nombre, le pH. Ce nombre te dit en un coup d'œil si la solution est plutôt acide ou plutôt basique, et surtout à quel point.

En classe de Terminale, tu ne te contentes plus de lire un pH sur un appareil : tu apprends à le prévoir à partir de la composition d'une solution. Le programme attend que tu saches déterminer ce que contient une solution une fois la transformation terminée, lorsque tu connais la concentration de l'acide, fort ou faible, que l'on a introduit dans l'eau ¹. Ce cours pose les bases de ce travail : ce que représente le pH, comment on le calcule, comment il change quand on dilue, et pourquoi la force d'un acide change tout.

Tu as déjà rencontré les couples acide-base : un acide est une espèce capable de céder un ion hydrogène, une base est une espèce capable d'en capter un. Ce vocabulaire est le point de départ. Nous l'utilisons ici pour parler de solutions réelles, dont on connaît la concentration en acide apporté.

Une solution aqueuse est obtenue en dissolvant un soluté dans un solvant, l'eau. Ces notions viennent de la classe de seconde ³. Dans une solution aqueuse, les espèces dissoutes sont entourées de molécules d'eau, et certaines d'entre elles sont des ions.

Cette définition utilise une concentration exprimée en mol/L. Dans une formule comme $-\log[\text{H}_3\text{O}^+]$, on prend donc la valeur numérique de la concentration, sans l'unité, comme si on divisait par $1\ \text{mol/L}$.

La conséquence la plus importante de la définition est la suivante : le pH ne varie pas proportionnellement à la concentration. Il varie avec son logarithme.

Quand on met un acide dans l'eau, il réagit avec elle. L'eau joue le rôle de base : elle capte un ion hydrogène cédé par l'acide, ce qui forme un ion oxonium. La mise en solution d'un acide dans l'eau contribue ainsi à produire des ions oxonium ². Cette formation s'accompagne d'une diminution du pH de la solution par rapport à l'eau pure ².

Le point crucial est « plus ou moins avancée ». Deux acides de même concentration apportée ne produisent pas la même quantité d'ions oxonium. C'est ce qui sépare les acides forts des acides faibles, que nous traitons juste après. Le programme demande d'ailleurs de comparer la force de différents acides ou de différentes bases ¹.

Pour certains acides, la réaction avec l'eau est totale, c'est-à-dire que tout l'acide apporté a réagi. Ces acides cèdent totalement un ion hydrogène à l'eau ².

Le programme propose de mesurer le pH de solutions d'acide chlorhydrique obtenues par dilutions successives d'un facteur 10 afin de tester une relation ¹. Cette expérience illustre directement la propriété du facteur 10 vue plus haut.

À l'opposé des acides forts, un acide dont le couple possède un pKa positif est dit faible ². Sa réaction avec l'eau n'est pas totale : seule une partie des entités d'acide cède son ion hydrogène.

Le pH se mesure avec un pH-mètre étalonné, ou approximativement avec du papier-pH. Les ressources associées au programme proposent par exemple de mesurer le pH d'une solution préparée avec du papier-pH ³. Le papier-pH donne un ordre de grandeur, le pH-mètre donne une valeur plus précise.

Le pH renseigne sur les ions oxonium, pas directement sur la quantité d'acide apportée quand l'acide est faible. Pour déterminer une concentration inconnue, on réalise un titrage : on fait réagir la solution à doser avec une solution titrante de concentration connue.

Le programme demande d'exploiter un titrage pour en tirer une quantité de matière, en considérant la transformation comme totale ³. Une activité typique consiste à écrire l'équation de la réaction entre la solution d'acide chlorhydrique et l'hydroxyde de sodium dissous ³. Dans ces séances, la solution à doser a un volume $V_p = 10{,}00$ mL et l'acide chlorhydrique titrant a pour concentration $c_1 = 0{,}1000$ mol/L, versé à la burette graduée ³.