Par Kevin Beck Mis à jour le 30 août 2022
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Même les plus opposés à la science d’entre nous rencontrent le terme « pH » dans la vie de tous les jours, depuis les publicités pour les shampoings jusqu’à celles de votre aquarium domestique. L'échelle de pH est un outil chimiste permettant de quantifier le degré d'acidité ou d'alcalinité d'une solution. Elle est indispensable dans des domaines allant du diagnostic médical à la surveillance environnementale.
L'abréviation pH signifie « potentiel de l’ion hydrogène ». Biochimiste danois Søren Sørensen a inventé le terme en 1909, le définissant comme le logarithme négatif en base 10 de la concentration en ions hydrogène, [H⁺] . Mathématiquement :
pH = -\log₁₀[H⁺]
Cette relation logarithmique signifie que chaque changement d'unité sur l'échelle correspond à un changement par dix de [H⁺]. Une solution avec un pH de 5,0 contient dix fois plus d'ions hydrogène qu'une solution avec un pH de 6,0.
En chimie, c'est le nombre de particules, et non leur masse, qui détermine la réactivité. Une taupe équivaut au nombre d’entités d’Avogadro (6,02×10²³). La masse molaire d'un élément, répertoriée dans sa « case » du tableau périodique, indique combien de grammes pèse une mole.
Par exemple, le chlorure de sodium (NaCl) a une masse molaire de 58,5 g/mol. Dissoudre 5,85 g de NaCl dans 1 L d'eau donne une solution 0,10 M :
5.85 g ÷ 58.5 g/mol = 0.10 mol
Une telle concentration correspond à 0,10molL⁻¹ d'ions dissous.
Un logarithme compresse de larges plages numériques en valeurs gérables. Dans le contexte du pH, chaque décennie (facteur dix) de concentration en ions hydrogène déplace le pH d’une unité entière. Cette échelle explique pourquoi un pH « neutre » de 7 indique que [H⁺] est égal à [OH⁻] dans l'eau pure.
Les pH-mètres de laboratoire utilisent une électrode en verre qui répond à la différence de potentiel entre la solution de test et une référence d'ions hydrogène 1M. La tension de l'électrode est convertie en valeur pH via des courbes d'étalonnage.
Les valeurs de pH typiques illustrent son importance :
Le sang contient du bicarbonate (HCO₃⁻), un tampon naturel qui neutralise l'excès d'ions H⁺ et maintient le pH proche de 7,4. Les antiacides, qui acceptent les protons, atténuent l'acidité gastrique en formant des molécules d'eau à partir de groupes hydroxyles.
Exemple 1 : Quel est le pH d'une solution avec [H⁺] =4,9×10⁻⁷M ?
pH=−log₁₀(4,9×10⁻⁷)=6,31
Exemple 2 : Qu'est-ce que [H⁺] dans une solution avec un pH=8,45 ?
8,45=−log₁₀[H⁺]⇒[H⁺]=10⁻⁸.⁴⁵=3,5×10⁻⁹M
Utilisez le Calculateur de pH en ligne pour explorer comment l'identité et la concentration de l'acide affectent le pH. Expérimentez avec différents acides dans le menu déroulant et observez comment un acide plus faible avec une molarité plus élevée peut produire un pH plus bas qu'un acide fort dilué.
