I. Calcul du pH La solution acide et basique contient des ions hydronium (H

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I. Calcul du pH

La solution acide et basique contient des ions hydronium (H3O⁺) et hydroxyde (OH^) mais des concentrations différentes. Les concentrations en ions H3O⁺ et OH^ de la solution déterminent le caractère acide et basique de la solution, mais pour faciliter on utilise plutôt la concentration en ions H3O⁺.

La concentration en ions H3O⁺ est supérieure à 1,010^7 mol/dm³ dans la solution acide et inférieure à 1,010^7 mol/dm³ dans la solution basique.

Généralement ces concentrations sont faibles : de 1,010^1 à 1,010^14 mol/dm³. Comme ce domaine de concentrations est très étendu, on préfère passer à une échelle moins étendue et plus facile à manipuler. Pour cela, on introduit l’opérateur mathématique et on définit alors le pH par :

C’est Søren Peter Sørensen (1868-1939), chimiste danois, qui introduit, en 1909, la notion de pH.

On peut calculer le pH ainsi :

[H3O⁺] = 1,010^7 mol/dm³

log [H3O⁺] = log (1,010^7 mol/dm³)

 log [H3O⁺] = 7log10 – log 1,0 = 7 – 0

pH = 7

Les solutions pourraient avoir des concentrations supérieures ou inférieures à 1,0^10^7 mol/dm³ qu’on va étudier dans les exemples suivants : Exemple 1 : Calculer le pH d’une solution acide de concentration en ion hydronium H3O⁺ égale à 2,0^10^7 mol/dm³.

Solution

[H3O⁺] = 2,010^7 mol/dm³ pH =  log [H3O⁺]

pH =  log [2,0^10^7] pH =  log 2,0 + 7log 10 pH = 7,0  0,3010 pH = 6,70

La solution où son pH < 7 est une solution acide.

Exemple 2 : Calculer le pH d’une solution basique de concentration en ion hydroxyde OH^ égale à 1,010^6 mol/dm³.

Solution

Déterminer la concentration de H3O⁺ :

[H3O⁺][OH^] = 1,010^14 mol²/dm⁶ [H3O⁺] =

 

 

OH

dm mol^{2 6}

14 /

10 0 , 1

[H₃O⁺] =





6 2 14

/ 10

0 , 1

/ 10

0 , 1

dm mol

dm mol









[H3O⁺] = 1,010^8 mol/dm³ Déterminer le pH de la solution :

pH =  log [H3O⁺] pH =  log [1,010^8] pH =  log 1,0 + 8log 10 pH = 0 + 8

pH = 8

La solution où son pH > 7 est une solution basique.

On peut conclure que la solution de pH = 7 ou la concentration en ion H3O⁺ égale à 1,010^7 mol/dm³ est neutre, la solution de pH < 7 ou la concentration en ion H3O⁺ supérieure à 1,010^7 mol/dm³ est une solution acide et la solution de pH > 7 ou la concentration en ion H3O⁺ inférieure à 1,010^7 mol/dm³ est une solution basique.

Le tableau suivant résume le lien entre le pH, les concentrations [H3O⁺] et [OH^] de la solution

Variation de l’acidité ou

de la basicité pH [H3O⁺] (mol/dm³) [OH^] (mol/dm³)

acide

0 1,010⁰ 1,010^14

1 1,010^1 1,010^13

2 1,010^2 1,010^12

3 1,010^3 1,010^11

4 1,010^4 1,010^10

5 1,010^5 1,010^9

6 1,010^6 1,010^8

neutre 7 1,0^10^7 1,0^10^7

base

8 1,010^8 1,010^6

9 1,010^9 1,010^5

10 1,010^10 1,010^4

11 1,010^11 1,010^3

12 1,010^12 1,010^2

13 1,010^13 1,010^1

14 1,010^14 1,010⁰

Pour les solutions d’acide forts et de base forte de concentration en ions H₃O⁺ ou OH^ supérieure à 1 mol/dm³ possède du pH en dehors de 0 – 14 telles que la solution d’acide chlorhydrique (HCℓ) de concentration 2 mol/dm³ a un pH =  0,3 et la solution d’hydroxyde de potassium (KOH) de concentration 2 mol/dm³ a un pH = 14,30.

II. Utilisation la valeur du pH des solutions acides et basiques

1. Les indicateurs colorés acido-basique

Le test avec du papier tournesol montre simplement que la solution est acide ou basique mais ne pourrait pas indiquer la force de l’acidité et de basicité, il existe donc des substances qui ont la propriété de changer de couleur quand elles sont en contact avec un environnement acide ou basique.

Ces substances sont appelées indicateurs colorés.

Un indicateur coloré est un acide ou une base faible organique dont la structure interne change lors de l’échange de proton ce qui entraîne une variation de couleur. Pour un indicateur de type acide appartenant au couple HIn/In^ l’équilibre mis en jeu est :

HIn ^(aq) + H2O(ℓ) _^_^ H3O^+(aq) + In^(aq)

acide base

La couleur de l’indicateur coloré apparu dépend de la concentration de HIn et In^ dans la solution. La variation de la concentration en ion H3O⁺ dans la solution perturbe l’état d’équilibre ainsi que le changement des concentrations de HIn et In^. Supposons que HIn est rouge et In^ jaune, dans le cas où cet indicateur est dans la solution ayant plus de concentration en ion H3O⁺, H3O⁺ va réagir avec In^ pouvant produire une réaction inverse et forme une grande quantité de HIn. Si la solution ayant une concentration de HIn 10 fois plus concentré que In^, elle est rouge, mais pour la solution ayant plus de concentration en ion OH^, OH^ va réagir avec H3O⁺, cela entraîne la réduction en H3O⁺, donc HIn réagit avec H2O pour produire la réaction directe et In^ se forme en grande quantité, si la concentration de In^ est 10 fois plus concentré que HIn, la solution devient jaune ; cela montre que la changement de couleur des indicateurs colorés dépend de la concentration des ions H₃O⁺ dans la solution.

Les indicateurs colorés utilisés dans le laboratoire sont principalement sous forme d’une solution ayant l’eau ou l’alcool comme solvant. L’utilisation généralement des indicateurs colorés de concentration à environ 0,1% et 2-3 gouttes pourrait colorer très nettement une solution et la couleur de celle-ci sera sensible aux valeurs que prend son pH. En effet, le changement de couleur d’un indicateur coloré ne se fait pas exactement à une valeur donnée du pH mais ayant lieu progressivement sur un intervalle de temps, sur cet intervalle l’indicateur coloré change progressivement de couleur.

Exemple : le méthyl orange ou hélianthine (C14H14N3NaO3S) a un intervalle de changement de pH 3,2-4,4 (rouge-jaune), cela veut dire qu’à un pH 3,2 ou inférieur de 3,2 a une couleur rouge et un pH 4,4 ou supérieure de 4,4 a une couleur jaune, de pH entre 3,2-4,4 est orange, mélange de couleur rouge et jaune.

Exemple de quelques indicateurs colorés et l’ntervalle de changement de pH.

Indicateur Intervalle de changement

de pH Changement de couleur

Bleu de thymol 1,2 – 2,8 rouge-jaune

Bleu de bromophénol

(BBP) 3,0 – 4,6 jaune-bleu

Rouge de méthyle 4,2 – 6,3 rouge-jaune

Rouge de phénol 6,8 – 8,4 jaune-rouge

Phénolphtaléine 8,2 – 10,0 incolore-rose

Il existe de nombreux indicateurs colorés extraits de substances naturelles.

Exemple de quelques indicateurs colorés extrait par l’extraction des plantes et l’ntervalle de changement de pH.

Plante Intervalle de changement de pH

Changement de couleur

Butterfly pea 1 – 3 rouge-violet

Roselle 6 – 7 rouge-vert

Curcuma –

6 – 7 11 – 12

jaune-orange orange-marron

Marigolds jaune 9 – 10 incolore-jaune

Orchidée jaune 10 – 11 incolore-jaune

2. Les solutions acides bases dans la vie quotidienne et dans les vivants

Dans la vie quotidienne, nous utiliserons constamment les substances ayant des propriétés acides, basiques ou neutres, certaines sont présentes dans les aliments ou les boissons telles que le vinaigre, le jus de citron, quelques boissons gazeuses, certaines d’autres sont utilisées comme détergent, agent de nettoyage, les cosmétiques… Ces substances ont des pH différents.

En outre, les liquides dans les vivants ont un pH différent par l’acidité et la basicité des substances, ce qui est très important pour les vivants. Lorsque ces liquides ont une variation de pH, le travail des systèmes provoquera du mauvais fonctionnement. Cependant, le pH des fluides corporels peut varier très légèrement et le corps reste en état normal, ne provoque pas de maladie.

Mais certains types de fluides tels que le sang a un pH normal de 7,35-7,45, s’il y a une petite variation de pH (0,10) le corps est resté en état normal mais s’il y a une grande modification de pH, dans le cas de diabète sévère, la valeur de pH

En outre de l’acidité et de la basicité dans le corps, les substances utilisées dans la vie quotidienne ont aussi de l’acidité et de la basicité différemment, par exemple, la pluie a un pH = 5,5-6,0, l’adduction d’eau a un pH = 6,5-8,0, l’eau de mer a un pH = 7,8-8,2. En général, l’acidité de la pluie est très basse (pH = 5,5-6,0) mais dans le milieu industriel, le pH de la pluie peut être bas parce qu’il y a des gaz CO₂, SO₂, NO, NO₂ dans l’air, quand il pleut ces gaz réagissent avec l’eau de pluie selon l’équation :

CO₂^(g) + H₂O(ℓ) _^_^ H₂CO₃^(aq) SO₂(g) + H₂O(ℓ) _^_^ H₂SO₃(aq)

2 SO₂(g) + O₂(g) _^_^ 2 SO₃(g)

SO₃(g) + H₂O(ℓ) _^_^ H₂SO₄(aq)

2 NO(g) + O₂(g) _^_^ 2 NO₂(g)

2 NO₂(g) + H₂O(ℓ) _^_^ HNO₂(aq) + HNO₃(aq)

L’eau de pluie possède donc du caractère acide, son pH inférieur à 7 peut endommager des constructions ou des bâtiments parce que l’acide réagit avec des métaux provoque la corrosion et la rouille surtout l’érosion du calcaire.

De plus, l’acidité et la basicité a une importance dans l’agriculture parce qu'il y a l’effet de la dissolution des minéraux dans le sol, ce qui produit l’acidité et la basicité de la terre. De nombreuses plantes poussent bien dans un sol légèrement acide, comme le riz ou certaines fleurs changent de couleur en fonction du pH du sol pour la plantation. Donc pour avoir de bons résultats dans l’agriculture, il est nécessaire de régler l’acidité et la basicité pour adapter les cultures à planter.

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1. Quel est le pH de la solution KOH de concentration 0,05 mol/dm³ ? (log 2 = 0,3) a) pH = 11,5. b) pH = 10,5. c) pH = 1,27. d) pH = 12,7.

2. Une solution d’acide HX de concentration 0,01 mol/dm³ s’ionise 3%. Quelle est la valeur du pH de cette solution ? (log 3 = 0,4771)

a) pH = 0,35. b) pH = 3,5. c) pH = 1,5. d) pH = 4,7.

3. Quelle est la concentration d’une solution de NaOH de pH = 9 ? a) 1,010^5 mol/dm³. b) 1,510^5 mol/dm³.

c) 1,010^3 mol/dm³. d) 0,110^5 mol/dm³.

5. On ajoute de l’eau dans 10 cm³ d’une solution de NaOH de concentration 0,1 mol/dm³, le volume final étant de 500 cm³. Quelles sont la concentration en ion OH^ et la valeur du pH de la solution ? (log 5 = 0,6990)

a) 0,002 mol/L et pH = 11,30. b) 0,002 mol/L et pH = 12,30.

c) 0,2 mol/L et pH = 10,30. d). 0,02 mol/L et pH = 11,30.

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