Ions, acides, bases et pH : échelle, mesure, dilution et sécurité en 3e

Du citron au déboucheur

Mordez dans un citron : il pique. Trempez un doigt dans l’eau savonneuse : elle glisse et rend la peau râpeuse. Goûtez l’eau du robinet : rien de particulier. Ces trois sensations correspondent à trois familles de solutions que la chimie distingue depuis trois siècles : les solutions acides, les solutions basiques et les solutions neutres.

Ce classement n’est pas une affaire de goût. Une même grandeur, le pH, mesure l’acidité de n’importe quelle solution aqueuse, du suc gastrique au produit déboucheur, et un simple morceau de papier suffit à la lire. Derrière ce nombre se cache la présence de particules chargées, les ions, et en particulier de deux d’entre eux : l’ion hydrogène H⁺ et l’ion hydroxyde HO⁻.

Le programme de 3e demande de savoir mesurer un pH, de classer une solution en acide, neutre ou basique, de relier cette classification à la présence des ions H⁺ et HO⁻, de prévoir l’effet d’une dilution, de connaître la réaction d’un acide sur un métal et d’appliquer les règles de sécurité associées. Cette page couvre l’ensemble, avec l’échelle de pH, les valeurs de référence et les expériences de laboratoire.

Les ions : des atomes chargés

Pour comprendre l’acidité, il faut d’abord savoir ce qu’est un ion. Un atome est électriquement neutre : il contient autant de charges positives (dans son noyau) que d’électrons négatifs autour. Un ion est un atome, ou un groupe d’atomes, qui a perdu ou gagné un ou plusieurs électrons et qui porte donc une charge électrique.

• S’il a perdu des électrons, il porte une charge positive : c’est un cation. On l’écrit avec un + en exposant : Na⁺ (ion sodium), Cu²⁺ (ion cuivre II), Fe³⁺ (ion fer III), H⁺ (ion hydrogène).
• S’il a gagné des électrons, il porte une charge négative : c’est un anion. On l’écrit avec un − en exposant : Cl⁻ (ion chlorure), HO⁻ (ion hydroxyde), SO₄²⁻ (ion sulfate).

Le nombre de charges est indiqué avant le signe : Cu²⁺ a perdu deux électrons, Fe³⁺ en a perdu trois. Une solution contient toujours autant de charges positives que de charges négatives : elle est électriquement neutre dans son ensemble, même si elle est acide ou basique.

Les ions expliquent une observation simple : l’eau salée conduit le courant électrique, l’eau sucrée non. Dissoudre du sel libère des ions Na⁺ et Cl⁻ mobiles, qui transportent les charges ; dissoudre du sucre ne libère que des molécules neutres. Une solution ionique est donc conductrice, et c’est le test le plus rapide pour savoir si une solution contient des ions.

Ion	Formule	Charge	Où le trouve-t-on ?
Ion hydrogène	H⁺	+	toutes les solutions acides
Ion hydroxyde	HO⁻	−	toutes les solutions basiques
Ion sodium	Na⁺	+	sel de table, eau de mer, soude
Ion chlorure	Cl⁻	−	sel de table, acide chlorhydrique
Ion cuivre II	Cu²⁺	2+	sulfate de cuivre (solution bleue)
Ion fer II	Fe²⁺	2+	solution verdâtre, rouille naissante
Ion fer III	Fe³⁺	3+	solution rouille, oxydes de fer
Ion sulfate	SO₄²⁻	2−	sulfate de cuivre, eaux minérales

Source : programme de cycle 4 (BO) pour les ions exigibles ; étiquettes d’eaux minérales pour les teneurs.

Acide, basique, neutre : une question d’ions

Toute solution aqueuse contient à la fois des ions H⁺ et des ions HO⁻, en quantités qui varient énormément d’une solution à l’autre. C’est leur proportion relative qui définit le caractère de la solution :

• une solution est acide quand elle contient plus d’ions H⁺ que d’ions HO⁻ ;
• une solution est basique quand elle contient plus d’ions HO⁻ que d’ions H⁺ ;
• une solution est neutre quand elle en contient autant des deux : c’est le cas de l’eau pure.

$$\begin{array}{l}\text{acide :}{\mathrm{H}}^{+}\text{en excès}\text{pH}<7\\ \text{neutre :}{\mathrm{H}}^{+}\text{et}\mathrm{HO}-\text{à égalité}\text{pH}=7\\ \text{basique :}\mathrm{HO}-\text{en excès}\text{pH}>7\end{array}$$

Le pH (de l’allemand Potenz, puissance, et H pour hydrogène) traduit cette proportion par un seul nombre, sans unité, qui vaut en pratique entre 0 et 14. Il est d’autant plus petit que la solution est acide. C’est contre-intuitif : on s’attendrait à ce qu’un grand nombre signifie « très acide », c’est l’inverse.

Un point capital : l’échelle de pH n’est pas une échelle proportionnelle. Passer de pH 5 à pH 4, c’est multiplier par dix la quantité d’ions H⁺ ; de pH 5 à pH 3, par cent. Le suc gastrique à pH 1,5 est un million de fois plus riche en ions H⁺ que l’eau pure. C’est pourquoi une variation d’une seule unité de pH est déjà considérable, en chimie comme en biologie.

Solution	pH	Caractère	Remarque
Acide de batterie	0,5	très acide	acide sulfurique concentré, corrosif
Suc gastrique	1,5 à 2	très acide	digère les aliments, protégé par le mucus
Jus de citron	2,4	acide	acide citrique
Vinaigre	3,0	acide	acide acétique à 8 %
Soda au cola	2,5	acide	acide phosphorique + CO₂ dissous
Pluie normale	5,5	légèrement acide	CO₂ de l’air dissous ; « pluie acide » sous 5
Lait	6,7	presque neutre	devient acide en tournant
Eau pure	7,0	neutre	référence
Sang humain	7,4	très légèrement basique	régulé à ± 0,05 : vital
Eau de mer	8,1	basique	8,2 avant l’ère industrielle : acidification
Bicarbonate de sodium	8,5	basique	usage domestique et culinaire
Eau savonneuse	9 à 10	basique	d’où la sensation glissante
Ammoniaque ménagère	11,5	très basique	irritante, à manipuler ventilé
Déboucheur (soude)	13 à 14	très basique	corrosif, aussi dangereux qu’un acide fort

Sources : CRC Handbook of Chemistry and Physics ; Agence nationale de sécurité sanitaire (ANSES) pour les valeurs physiologiques ; IPCC AR6 pour l’acidification des océans.

Mesurer le pH

Trois méthodes, de la plus simple à la plus précise.

Le papier pH. C’est une bandelette imprégnée d’un mélange d’indicateurs colorés. On dépose une goutte de solution à l’aide d’un agitateur ou d’une pipette (on ne trempe pas la bandelette dans le flacon, pour ne pas le polluer), on attend quelques secondes, et l’on compare la couleur obtenue au nuancier fourni avec la boîte. On lit le pH à une unité près : c’est suffisant pour classer une solution, insuffisant pour un travail précis.

Les indicateurs colorés. Ce sont des substances qui changent de couleur selon le pH, par exemple le bleu de bromothymol (BBT) : jaune en milieu acide, vert vers pH 7, bleu en milieu basique ; la phénolphtaléine : incolore jusqu’à pH 8, rose fuchsia au-delà ; le rouge de méthyle ; ou, à la maison, le jus de chou rouge, rouge en milieu acide, violet à neutre, vert puis jaune en milieu basique. Un indicateur ne donne pas de valeur : il indique seulement de quel côté d’un seuil on se trouve. On les utilise surtout pour repérer un changement au cours d’une transformation.

Le pH-mètre. Une sonde en verre, reliée à un boîtier électronique, mesure une tension proportionnelle au pH et l’affiche au dixième près. Il doit être étalonné avant usage avec des solutions de pH connu (souvent 4,0 et 7,0), rincé à l’eau distillée entre deux mesures, et sa sonde ne doit jamais sécher. C’est l’instrument des laboratoires, des stations d’épuration, des piscines et des industries agroalimentaires.

Exemple 1 — Classer trois solutions

On mesure : solution A, pH = 2 ; solution B, pH = 7 ; solution C, pH = 12. Classer ces solutions et dire quels ions y sont majoritaires.

A : pH < 7, solution acide, riche en ions H⁺ (c’est peut-être du vinaigre ou du jus de citron). B : pH = 7, solution neutre, autant de H⁺ que de HO⁻ (eau pure ou eau salée). C : pH > 7, solution basique, riche en ions HO⁻ (ammoniaque, eau savonneuse concentrée). Attention à l’ordre : c’est A, la plus petite valeur, qui est la plus acide.

L’effet de la dilution

Que se passe-t-il si l’on ajoute de l’eau à une solution acide ? Sa concentration en ions H⁺ diminue, puisque le même nombre d’ions occupe un volume plus grand. Le pH augmente donc, et se rapproche de 7 : la solution devient moins acide, sans jamais devenir basique.

La règle est chiffrée et facile à retenir : diluer dix fois une solution acide augmente son pH d’une unité. Une solution à pH 2, diluée dix fois (1 volume de solution + 9 volumes d’eau), passe à pH 3 ; diluée cent fois, à pH 4. Pour une solution basique, c’est symétrique : diluer dix fois diminue le pH d’une unité, de 12 à 11, puis à 10. Dans les deux cas, on se rapproche de la neutralité sans la franchir.

Ce comportement a des conséquences pratiques. En cas de projection d’un produit acide ou basique sur la peau ou dans l’œil, le premier geste est de rincer abondamment à l’eau pendant au moins quinze minutes : on dilue le produit et on ramène le pH vers 7. Dans l’industrie, on neutralise les effluents acides d’un atelier avant de les rejeter, en ajoutant une base, pour protéger les canalisations et les stations d’épuration. Dans une piscine, on ajuste le pH entre 7,0 et 7,4 pour que le chlore reste efficace sans irriter les yeux.

Exemple 2 — Prévoir un pH après dilution

Une solution d’acide chlorhydrique a un pH de 1. On en prélève 10 mL que l’on complète à 100 mL avec de l’eau distillée. Quel est le nouveau pH ? Et si l’on complète à 1 L ?

Passer de 10 mL à 100 mL, c’est une dilution par 10 : le pH augmente d’une unité, il vaut 2. Passer de 10 mL à 1 000 mL, c’est une dilution par 100 : le pH augmente de deux unités, il vaut 3. La solution reste acide dans les deux cas ; il faudrait une dilution par un million pour approcher pH 7, et même alors elle resterait très légèrement acide.

Exemple 3 — Le sens du raisonnement

Un élève affirme : « J’ai ajouté de l’eau à ma solution basique de pH 11, donc son pH a augmenté. » A-t-il raison ?

Non. Diluer rapproche toujours le pH de 7. Partant de 11 (basique), le pH diminue : 11 → 10 pour une dilution par dix. L’erreur vient d’une fausse règle mémorisée (« diluer fait monter le pH »), valable uniquement pour les acides. La bonne formulation est : diluer rapproche le pH de la neutralité, quel que soit le point de départ.

Les acides attaquent les métaux

Versez de l’acide chlorhydrique sur de la poudre de fer : une effervescence se produit, le fer disparaît peu à peu, la solution prend une teinte verdâtre et le tube s’échauffe. Approchez une flamme de l’ouverture : une petite détonation se fait entendre. C’est la transformation chimique la plus emblématique du chapitre.

Le gaz qui se dégage est le dihydrogène H₂, identifié par cette détonation caractéristique (un « pop » sec). Le fer, lui, n’a pas disparu : il est passé en solution sous forme d’ions fer II Fe²⁺, qui donnent au liquide sa couleur vert pâle. Les ions chlorure Cl⁻ n’ont pas participé : ce sont des ions spectateurs.

$$\mathrm{Fe}+2{\mathrm{H}}^{+}\to {\mathrm{Fe}}^{2+}+{\mathrm{H}}_2$$

Cette équation se lit comme celles de la page sur la transformation chimique : un atome de fer et deux ions hydrogène disparaissent, un ion fer II et une molécule de dihydrogène apparaissent. On vérifie la conservation des atomes (1 Fe et 2 H de chaque côté) et celle des charges : 2+ à gauche (deux ions H⁺), 2+ à droite (un ion Fe²⁺). Une équation qui fait intervenir des ions doit équilibrer les deux.

Tous les métaux ne réagissent pas de la même façon. Le zinc, le fer, l’aluminium et le magnésium sont attaqués par les acides courants ; le cuivre, l’argent et l’or ne le sont pas par l’acide chlorhydrique, ce qui explique pourquoi on fabrique des bijoux et des canalisations avec ces métaux. La corrosion des carrosseries, des ponts métalliques et des canalisations par les eaux acides est un problème industriel majeur, combattu par les peintures, la galvanisation (dépôt de zinc) et l’anode sacrificielle.

Sécurité : manipuler acides et bases

Les solutions acides et basiques concentrées sont corrosives : elles détruisent les tissus vivants et attaquent de nombreux matériaux. Elles portent un pictogramme de danger normalisé, imposé par le règlement européen CLP.

Les règles du laboratoire, valables aussi à la maison :

• Lunettes de protection et blouse obligatoires dès que l’on manipule un acide ou une base, même dilués. Un éclaboussement dans l’œil est l’accident le plus fréquent et le plus grave.
• Gants adaptés pour les solutions concentrées ; les gants en latex fin ne protègent pas de la soude.
• Verser l’acide dans l’eau, jamais l’eau dans l’acide. La dissolution d’un acide concentré dégage beaucoup de chaleur ; versée sur l’acide, l’eau se vaporise brutalement et projette des gouttelettes corrosives.
• Ne jamais mélanger deux produits ménagers : eau de Javel + détartrant acide dégage du dichlore, gaz toxique responsable d’intoxications domestiques chaque année ; eau de Javel + ammoniaque dégage des chloramines, tout aussi dangereuses.
• En cas de projection : rincer abondamment à l’eau pendant 15 minutes, retirer les vêtements imprégnés, appeler le 15 ou le centre antipoison. On ne neutralise jamais un acide sur la peau avec une base : la réaction dégagerait de la chaleur et aggraverait la brûlure.
• Ne jamais goûter ni sentir directement une solution inconnue.

Exemple 4 — Lire une étiquette

Un déboucheur de canalisation porte la mention « hydroxyde de sodium 20 % », le pictogramme corrosif et l’indication « pH 14 ». Que peut-on en déduire ? Peut-on le mélanger à un détartrant ?

C’est une solution très basique (pH 14, la valeur maximale de l’échelle usuelle), riche en ions HO⁻, corrosive pour la peau et les yeux. Le mélanger à un détartrant, qui est acide, provoquerait une réaction violente et très exothermique (projections, ébullition) : c’est formellement interdit. On utilise un seul produit à la fois, en rinçant abondamment entre deux usages.

Le pH dans la vie courante

Le corps. Le sang est maintenu à pH 7,4 ± 0,05 par des systèmes tampons ; un écart de 0,3 unité met la vie en danger. La peau est légèrement acide (pH 5,5), ce que revendiquent les savons « au pH neutre », en réalité à pH 5,5. La salive est à 6,5 à 7 ; les bactéries de la plaque dentaire, nourries de sucre, produisent des acides qui font tomber le pH sous 5,5, seuil auquel l’émail des dents se dissout : c’est la carie.

L’alimentation. Le pH conditionne la conservation : sous pH 4,5, la plupart des bactéries dangereuses ne se développent plus, ce qui explique les conserves au vinaigre, les cornichons, la choucroute et les yaourts. Le fromage, le pain au levain et la charcuterie sèche reposent sur des fermentations acidifiantes.

L’environnement. La pluie normale est légèrement acide (pH 5,5) à cause du CO₂ dissous ; on parle de pluie acide en dessous de 5, lorsque des oxydes de soufre et d’azote industriels s’y ajoutent. Ces pluies ont acidifié des milliers de lacs scandinaves et canadiens dans les années 1970-80, au point d’y tuer les poissons, avant que des accords internationaux ne réduisent les émissions. Les océans, eux, ont vu leur pH passer de 8,2 à 8,1 depuis l’ère industrielle en absorbant le CO₂ : cette baisse de 0,1 unité correspond à 30 % d’ions H⁺ en plus, et fragilise les coquilles et les coraux.

Les sols et les jardins. Les hortensias sont bleus en sol acide (pH < 5,5) et roses en sol calcaire ; les jardiniers modifient le pH pour changer la couleur. Chaque plante a son optimum : 6 à 7 pour la plupart des légumes, 4,5 à 5,5 pour les myrtilles et les rhododendrons. On chaule un sol trop acide avec de la chaux, on l’acidifie avec de la tourbe ou du soufre.

Les piscines. Le pH doit rester entre 7,0 et 7,4 : plus bas, l’eau devient corrosive pour les équipements et irrite la peau ; plus haut, le chlore perd son efficacité désinfectante et le calcaire précipite. On l’ajuste avec des produits « pH moins » (acide) ou « pH plus » (base).

Un peu d’histoire

Le mot acide vient du latin acidus, aigre : pendant des siècles, on classe les substances par leur goût, et l’alcali (de l’arabe al-qalī, les cendres de plantes) désigne ce que nous appelons bases, obtenues en lessivant des cendres. Robert Boyle, en 1664, remarque que certains extraits végétaux (le sirop de violette, le tournesol) changent de couleur au contact des acides et des alcalis : les premiers indicateurs colorés sont nés.

Antoine Lavoisier croit, à tort, que tous les acides contiennent de l’oxygène, qu’il nomme ainsi précisément pour cela (oxus, aigre, et genes, engendrer) ; Humphry Davy montre en 1810 que l’acide chlorhydrique n’en contient pas. C’est Svante Arrhenius qui donne en 1887 la définition moderne : un acide libère des ions H⁺ en solution, une base des ions HO⁻. Cette théorie de la dissociation électrolytique, d’abord jugée fantaisiste par son jury de thèse, lui vaut le prix Nobel de chimie en 1903.

Le pH est inventé en 1909 par le chimiste danois Søren Sørensen, à la demande des brasseries Carlsberg où il dirigeait le laboratoire : il fallait une échelle simple pour contrôler l’acidité des moûts de bière. L’électrode de verre, cœur du pH-mètre moderne, est mise au point en 1934 par Arnold Beckman, qui fonde pour la commercialiser une entreprise devenue un géant de l’instrumentation scientifique.

Les erreurs classiques

Croire qu’un grand pH signifie très acide. C’est l’inverse : plus le pH est petit, plus la solution est acide. pH 1 est très acide, pH 13 est très basique.

Penser que le pH a une unité. Le pH est un nombre sans unité. On écrit « pH = 3 », jamais « pH = 3 unités » ni « 3 pH ».

Croire qu’une solution acide ne contient pas d’ions HO⁻. Elle en contient, simplement beaucoup moins que d’ions H⁺. Les deux ions coexistent toujours en solution aqueuse.

Croire que diluer fait toujours monter le pH. Diluer rapproche le pH de 7 : il monte pour un acide, il descend pour une base.

Penser que les bases sont inoffensives. La soude à pH 14 est au moins aussi dangereuse qu’un acide fort.

Verser l’eau dans l’acide. Toujours l’inverse : l’acide dans l’eau, lentement, en agitant.

Confondre neutre et pur. Une solution de sel de cuisine est neutre (pH 7) mais ce n’est pas un corps pur : c’est un mélange homogène, comme l’explique la page sur les mélanges et corps purs.

Tremper la bandelette de papier pH dans le flacon. On prélève une goutte et on la dépose sur la bandelette, pour ne pas contaminer toute la réserve.

Exercices corrigés

Du classement simple à l’exploitation d’une dilution et d’une réaction.

Exercice 1

Acide, neutre ou basique ?

3e●○○

Classer les solutions suivantes et préciser l’ion majoritaire (H⁺ ou HO⁻) :

1. Jus de citron, pH = 2,4.
2. Eau distillée, pH = 7,0.
3. Eau savonneuse, pH = 10.
4. Soda, pH = 2,5.
5. Eau de mer, pH = 8,1.

Voir la correction

1. Acide, ions H⁺ majoritaires.
2. Neutre, autant de H⁺ que de HO⁻.
3. Basique, ions HO⁻ majoritaires.
4. Acide, ions H⁺ majoritaires ; c’est même la solution la plus acide de la liste avec le citron.
5. Basique, ions HO⁻ majoritaires (légèrement).

Exercice 2

Choisir la méthode de mesure

3e●○○

1. On veut savoir rapidement si une solution inconnue est acide ou basique. Quelle méthode choisir ?
2. On doit vérifier que le pH d’une piscine est bien compris entre 7,0 et 7,4. Quelle méthode faut-il ?
3. On ajoute peu à peu une base à un acide et on veut repérer le moment où la solution devient basique. Que peut-on utiliser ?
4. Pourquoi ne trempe-t-on pas la bandelette de papier pH directement dans le flacon de solution ?

Voir la correction

1. Le papier pH (ou un indicateur coloré) : rapide, suffisant pour classer.
2. Un pH-mètre : le papier pH, précis à une unité près, ne permet pas de distinguer 7,0 de 7,4.
3. Un indicateur coloré comme le BBT (jaune → vert → bleu) ou la phénolphtaléine (incolore → rose), qui signale le passage d’un seuil.
4. Pour ne pas contaminer la réserve : on prélève une goutte avec un agitateur propre.

Exercice 3

Dilutions successives

3e●●○

Une solution d’acide chlorhydrique a un pH égal à 1.

1. On en prélève 10 mL que l’on complète à 100 mL avec de l’eau. Quel est le nouveau pH ?
2. On recommence l’opération deux fois de suite. Quel est le pH final ?
3. Combien de dilutions par dix faudrait-il pour atteindre pH 7 ? La solution deviendrait-elle basique si l’on continuait ?
4. On part maintenant d’une solution basique de pH 12 et on la dilue dix fois. Quel est le nouveau pH ?

Voir la correction

1. Dilution par 10 : le pH augmente d’une unité, il vaut 2.
2. Deux dilutions supplémentaires : pH = 4.
3. Il faudrait six dilutions par dix au total (de 1 à 7). En continuant, le pH ne dépasserait pas 7 : une solution acide diluée reste acide, elle tend vers la neutralité sans devenir basique.
4. Pour une base, diluer diminue le pH : il vaut 11.

Exercice 4

Acide sur métal

3e●●○

On verse de l’acide chlorhydrique sur de la grenaille de zinc. On observe une effervescence, le zinc disparaît, et une flamme approchée de l’ouverture provoque une détonation.

1. Quels sont les deux réactifs ? Quels indices montrent qu’il s’agit d’une transformation chimique ?
2. Quel gaz se dégage ? Comment l’a-t-on identifié ?
3. L’équation s’écrit : Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂. Vérifier la conservation des atomes puis celle des charges.
4. Quel ion n’intervient pas dans l’équation ? Comment l’appelle-t-on ?

Voir la correction

1. Réactifs : le zinc et les ions H⁺ de l’acide. Indices : dégagement gazeux, disparition du métal, échauffement.
2. Le dihydrogène H₂, identifié par la détonation à l’approche d’une flamme.
3. Atomes : 1 Zn et 2 H à gauche, 1 Zn et 2 H à droite. Charges : 2+ à gauche (deux ions H⁺), 2+ à droite (un ion Zn²⁺). L’équation est équilibrée.
4. L’ion chlorure Cl⁻ : c’est un ion spectateur.

Exercice 5

Sécurité au laboratoire

3e●●●

Un élève doit préparer une solution diluée d’acide sulfurique à partir d’un flacon concentré portant le pictogramme corrosif.

1. Quels équipements de protection doit-il porter ?
2. Doit-il verser l’acide dans l’eau ou l’eau dans l’acide ? Expliquer précisément le danger de l’autre ordre.
3. Une goutte tombe sur sa main. Quels sont les gestes, dans l’ordre ? Pourquoi ne faut-il pas y verser une base ?
4. Un camarade propose de nettoyer la paillasse avec de l’eau de Javel puis un détartrant. Que faut-il lui répondre ?

Voir la correction

1. Lunettes de protection, blouse et gants adaptés.
2. L’acide dans l’eau. Dans l’autre sens, les premières gouttes d’eau reçoivent toute la chaleur de dissolution, se vaporisent brutalement et projettent de l’acide hors du récipient.
3. Rincer abondamment à l’eau 15 minutes, retirer ce qui est imprégné, prévenir le professeur, consulter si besoin. Verser une base provoquerait une réaction exothermique qui ajouterait une brûlure thermique à la brûlure chimique.
4. C’est interdit : Javel + produit acide dégage du dichlore, gaz toxique. On n’utilise qu’un produit à la fois, avec rinçage abondant entre les deux.

Exercice 6

Le pH de la pluie et des océans

3e●●●

La pluie « normale » a un pH de 5,5 à cause du dioxyde de carbone dissous. Dans une région industrielle, on mesure pH = 4,5. Les océans sont passés de pH 8,2 à 8,1 depuis 1850.

1. La pluie normale est-elle acide, neutre ou basique ? Pourquoi, alors qu’elle vient de l’eau évaporée, qui est pure ?
2. Par quel facteur la quantité d’ions H⁺ de la pluie industrielle est-elle plus grande que celle de la pluie normale ?
3. L’océan est-il devenu acide ? Justifier avec précision.
4. Une baisse de 0,1 unité de pH paraît minime. Expliquer pourquoi les biologistes s’en inquiètent.

Voir la correction

1. Acide (pH < 7). L’eau évaporée est pure, mais elle dissout le CO₂ de l’air en tombant, ce qui libère des ions H⁺.
2. Une unité de pH d’écart = un facteur 10 sur la quantité d’ions H⁺.
3. Non : à pH 8,1, l’océan reste basique. On parle d’acidification parce que le pH diminue, c’est-à-dire qu’il se rapproche de la neutralité, pas parce qu’il serait devenu acide.
4. Parce que l’échelle est logarithmique : 0,1 unité correspond à environ 30 % d’ions H⁺ en plus, ce qui suffit à fragiliser les coquilles calcaires des mollusques et les squelettes des coraux.

Quiz : dix questions pour vérifier

1. Une solution de pH 3 est…

   basiqueneutreacideimpossible à mesurer
2. Une solution acide contient majoritairement des ions…

   HO⁻H⁺Na⁺Cl⁻
3. Le pH de l’eau pure vaut…

   0714cela dépend de la température ambiante
4. Le pH s’exprime…

   en moles par litreen grammes par litresans unitéen volts
5. Quand on dilue dix fois une solution acide, son pH…

   diminue d’une unitéaugmente d’une uniténe change pasdevient 7
6. Quand on dilue une solution basique de pH 12, le pH…

   augmentediminuereste à 12devient acide
7. L’appareil qui mesure le pH au dixième près est…

   le papier pHle pH-mètrele BBTla balance
8. L’action d’un acide sur le fer produit…

   du dioxyde de carbonedu dioxygènedu dihydrogènede l’eau de chaux
9. Pour préparer une solution diluée d’acide, il faut…

   verser l’eau dans l’acideverser l’acide dans l’eauchauffer d’abord l’acidemélanger avec de la Javel
10. Un déboucheur à pH 14 est…

    inoffensif car basiquetrès basique et corrosiftrès acideneutre

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Fiche : ce qu’il faut retenir

Questions fréquentes

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