046 – pH

Presque tous les processus chimiques qui se déroulent dans l'eau sont sensibles au degré d'acidité ou de basicité de cette eau. Le sang est maintenu à environ un dixième d'unité de pH de 7,4, le pH du sol détermine quelles cultures pousseront, et les effluents industriels sont réglementés en fonction du pH avant de pouvoir être rejetés. Mesurer le pH de manière fiable et savoir dans quelle mesure on peut faire confiance à une mesure donnée est l'une des compétences les plus largement utilisées en chimie analytique.

La quantité elle-même est définie de manière logarithmique : pH = −log₁₀[H⁺], où [H⁺] est la concentration d'ions hydrogène en moles par litre. Comme l'échelle est logarithmique, chaque unité entière représente un changement d'acidité d'un facteur dix — une solution à pH 3 contient cent fois plus d'ions hydrogène qu'une solution à pH 5. L'eau pure à 25 °C se situe à un pH de 7, le point où [H⁺] et [OH⁻sont tous les deux 10⁻⁷ mol/L.

Ce laboratoire utilise trois méthodes par ordre croissant de précision. Le papier tournesol indique seulement si une solution est acide ou basique. Un indicateur universel produit une couleur qui peut être comparée à un nuancier à environ une unité de pH près. Un pH-mètre étalonné donne une lecture au centième d'unité. Vous appliquerez ces trois méthodes à trois liquides inconnus, puis vous dissoudrez un sel — le sulfate d'ammonium — et constaterez qu'un composé ne contenant aucun groupe hydroxyde et aucun hydrogène acide évident donne néanmoins une solution nettement acide. Expliquer pourquoi est le cœur analytique de l'exercice.

Objectifs Éducatifs

Familiarisation avec l'environnement du laboratoire

• Avant de commencer, identifiez la disposition, les instruments et le déroulement des opérations du laboratoire « Proteus » consacré au pH, et repérez les papiers de tournesol, le tableau des indicateurs, la plaque à puits, la balance et le pH-mètre.

Utilisation d'équipements de protection

• Portez des gants et des lunettes de protection lors de la manipulation d'acides, de bases et de solutions non identifiées, et gardez à l'esprit qu'un liquide inconnu est considéré comme dangereux jusqu'à ce qu'il ait été caractérisé.

Choisir une méthode de mesure appropriée

• Distinguez ce que chacune des trois méthodes peut établir : le papier tournesol donne une réponse par oui ou par non concernant l'acidité, un indicateur universel réduit la plage du pH à environ une unité, et un pH-mètre fournit une lecture quantitative à environ 0,01 unité près.
• Choisissez la méthode qui correspond à la question posée, plutôt que d'opter systématiquement pour l'instrument le plus précis disponible.

Utilisation correcte d'un pH-mètre

• Plongez complètement l'électrode dans le liquide, relevez la valeur affichée sur l'écran numérique une fois que celle-ci s'est stabilisée, puis rincez-la à l'eau distillée entre chaque échantillon.
• Expliquer pourquoi le rinçage est important : le transfert d'un volume même minime d'une solution fortement acide ou basique fausse la lecture suivante, et l'effet est maximal lors du passage d'un extrême à l'autre de l'échelle.

Préparation d'une solution à partir d'un solide pesé

• Peser un solide sur la balance électronique, le transvaser sans perte, le dissoudre dans un volume mesuré d'eau distillée, puis agiter jusqu'à ce que la solution soit homogène.
• Admettez qu'une concentration n'est jamais meilleure que la moins bonne des deux mesures dont elle dépend, à savoir la masse et le volume.

Interprétation quantitative de l'échelle de pH

• Conversion entre le pH et [H⁺] dans les deux sens, et utiliser la relation pH + pOH = 14 à 25 °C.

Prédire si un sel dissous sera acide, basique ou neutre

• Identifier l'acide et la base d'origine d'un sel, puis utiliser leurs forces relatives pour prédire la nature de la solution qu'il forme — principe qui explique le résultat obtenu avec le sulfate d'ammonium.

Protocole

PARTIE 1 : Déterminer le caractère acido-basique et le pH d'une substance liquide

1. Mesurer 20 mL de la solution 1 à l'aide de l'éprouvette graduée.
2. Pour 20 mL de la solution 1 dans un bécher de 50 mL.
3. Trempez-y un papier tournesol rouge.
4. Puis trempez un papier tournesol bleu.
5. Enfin, trempez un papier indicateur de pH.
6. Comparez les couleurs obtenues avec celles disponibles sur le tableau des pH.
7. Rincez l'éprouvette graduée à l'eau distillée.
8. Répétez les étapes 1 à 7 avec les substances 2 et 3.

PARTIE 2 : Déterminer le pH d'une substance liquide à l'aide d'un indicateur universel

1. À l'aide de la pipette, prélever la solution 1 du bécher de 50 mL.
2. Puis vide la pipette dans le puits n° 1 de la plaque de microtitration.
3. Ajouter une goutte d'indicateur universel de pH dans le même puits.
4. Mélanger à l'aide de la tige de verre.
5. Compare la couleur obtenue avec celles disponibles sur le tableau des pH.
6. Répétez les étapes 1 à 5 avec les substances 2 et 3.

PARTIE 3 : Déterminer précisément le pH d'une substance liquide

1. Plongez l'électrode du pH-mètre dans le bécher contenant la solution 1.
2. Lisez les mesures sur l'affichage numérique.
3. Rincer l'électrode à l'eau distillée.
4. Sécher l'électrode avec du papier absorbant.
5. Répétez les étapes 1 à 4 avec les substances 2 et 3.

PARTIE 4 : Déterminer le pH d'une substance solide

1. Peser environ 1,8 g de poudre de sulfate d'ammonium à l'aide de la balance électronique.
2. Mesurez 100 ml d'eau distillée à l'aide d'une éprouvette graduée.
3. Versez la poudre de sulfate d'ammonium pesée dans un bécher de 250 mL.
4. Versez le contenu de la éprouvette graduée dans le même bécher.
5. Remuer à l'aide de la tige de verre pendant 5 secondes.
6. Trempez un papier tournesol rouge dans le bécher de 250 mL contenant la solution de sulfate d'ammonium
7. Trempez un papier de tournesol bleu dans le bécher de 250 ml contenant la solution de sulfate d'ammonium
8. Plongez une bande de papier indicateur de pH dans le bécher de 250 mL contenant la solution de sulfate d'ammonium.
9. Comparez les couleurs obtenues avec celles disponibles sur le tableau des pH.
10. Immergez l'électrode du pH-mètre dans la solution de sulfate d'ammonium.
11. Lisez la mesure sur l'écran numérique.
12. Rincer l'électrode à l'eau distillée.
13. Sécher l'électrode avec du papier absorbant.

Résultats attendus

Les quatre solutions. On commence par caractériser trois liquides inconnus, puis on prépare et on mesure la solution de sulfate d'ammonium dans la partie 4.

Les définitions qui se cachent derrière les chiffres. Le pH est défini par pH = −log₁₀[H⁺]. Dans toute solution aqueuse à 25 °C, les concentrations des deux ions sont liées par le produit ionique de l'eau, [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0 × 10⁻¹⁴, d'où pH + pOH = 14. L'eau distillée contient [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ mol/L et par conséquent un pH de 7.

Solution n° 2 : une base forte. L'hydroxyde de sodium se dissocie complètement, de sorte qu'une solution à 0,1 M a [OH⁻] = 0,1 mol/L directement. Puis pOH = −log₁₀(0,1) = 1, et pH = 14 − 1 = 13. Aucun calcul d'équilibre n'est nécessaire, ce qui distingue une base forte d'une base faible.

Solution 1, un acide faible. L'acide éthanoïque ne se dissocie que partiellement, donc sa concentration seule ne suffit pas — la constante de dissociation de l'acide est également nécessaire. Pour un acide faible de concentration C qui n'est que légèrement dissocié, K_a = x²/(C − x) ≈ x²/C avec x = [H⁺], qui se réorganise sous la forme fonctionnelle :

pH = ½(pK_a − log₁₀C)

Une solution 5 % (v/v) a une concentration d'environ 0,87 M, et l'acide éthanoïque a un pK_a = 4,76, donc pH = ½(4,76 + 0,06) = 2.41. Remarquez à quel point c'est moins acide qu'un acide fort à la même concentration : 0,87 M d'acide chlorhydrique se situerait près d'un pH de 0,06, soit plus de deux unités plus bas, parce qu'il se dissocie complètement.

Solution 4, pourquoi un sel devient acide. Le sulfate d'ammonium ne contient ni groupe hydroxyde ni atome d'hydrogène qui lui confère un caractère acide évident, et pourtant sa solution est clairement acide. Cela s'explique par le fait qu'il s'agit du sel d'un base faible et un acide fort. Lors de sa dissolution, il libère des ions ammonium et sulfate :

(NH₄)₂DONC₄(s) → 2 NH₄⁺(aq) + SO₄²⁻(aq)

L'ion ammonium est l'acide conjugué de l'ammoniac et donne un proton à l'eau, NH₄⁺ → NH₃ + H⁺, avec pK_a = 9,25. L'ion sulfate est la base conjuguée d'un acide fort et joue en réalité un rôle passif. Seul l'ion ammonium intervient, et c'est lui qui rend la solution acide.

Chaque unité formulaire fournit deux des ions ammonium ; ainsi, 1,8 g pour 100 ml donne [NH₄⁺] = 2 × (1,8 / 132,14) / 0,100 = 0,272 M. En appliquant la même expression d'acide faible que pour la solution 1 : pH = ½(9,25 − log₁₀0,272) = ½(9,25 + 0,565) = 4.91.

Si peu réagit réellement. Ce pH correspond à [H⁺] = 1,24 × 10⁻⁵ mol/L, ce qui ne représente qu'environ 45 parties par million de l'ammonium présent. Moins d’un ion ammonium sur vingt mille cède son proton — et pourtant, la solution s’écarte de deux unités de pH de la neutralité. C’est la démonstration la plus claire en laboratoire de la sensibilité du pH : un degré de réaction presque indétectable fait varier considérablement la mesure, précisément parce que l’échelle est logarithmique.

Vérification de la solubilité. La solubilité du sulfate d'ammonium est d'environ 744 g/L à température ambiante. Cette solution ne contient que 18 g/L ; elle se dissout donc entièrement et il ne reste aucun résidu solide susceptible de compliquer la mesure.

Résumé du devoir par tranche d'âge

Classe de 3e à la 2de

• Focalisation l'échelle de pH comme mesure de l'acidité, et la différence entre un test qualitatif et un test quantitatif.
• Activités : classifiez les trois liquides inconnus comme acides, neutres ou basiques à l'aide de papier tournesol rouge et bleu ; comparez la couleur de l'indicateur universel avec le nuancier ; lisez le pH-mètre et consignez les trois résultats côte à côte ; observez que la solution de sulfate d'ammonium est acide même s'il s'agit d'un sel, et décrivez l'observation sans l'expliquer pour l'instant.

11e année

• Focalisation le traitement quantitatif de l'échelle, ainsi que la distinction entre électrolytes forts et électrolytes faibles.
• Activités : convertissez chaque pH mesuré en concentration d'ions hydrogène et inversement ; utilisez pH + pOH = 14 pour obtenir le pH d'une solution d'hydroxyde de sodium à 0,1 M à partir des principes fondamentaux et comparez-le avec celui du pH-mètre ; expliquez pourquoi la même concentration d'un acide fort et d'un acide faible donne des valeurs de pH très différentes ; comparez la précision des trois méthodes et indiquez laquelle est adéquate pour chaque usage.

12e année / Niveau universitaire

• Focalisation l'équilibre d'un acide faible, l'hydrolyse des sels et les limites d'une hypothèse simplificatrice.
• Activités : dériver pH = ½(pK_a − log C) à partir de K_a = x²/(C − x) et précisez l'approximation sur laquelle elle repose ; prédisez le pH de la solution de sulfate d'ammonium avant de le mesurer, en tenant compte du facteur deux correspondant aux deux ions ammonium par unité de formule ; calculer la fraction d’ammonium qui se dissocie et commenter ce que ce résultat implique quant à la sensibilité d’une échelle logarithmique ; discuter de la pertinence de considérer le sulfate comme un « spectateur » et estimer le sens et l’ampleur de l’erreur introduite par cette hypothèse.

Essentiels de laboratoire

Instruments

• Béchers (50 ml et 250 ml)
• Plaque à puits
• Gouttes
• Balance électronique
• Baguette de verre
• Éprouvettes graduées (25 ml et 100 ml)
• Spatule
• pH-mètre
• Tableau des couleurs du pH
• Papier tournesol rouge
• Papier tournesol bleu
• papier indicateur de pH
• Essuie-tout
• Gants et protection oculaire

Produits

• Sulfate d'ammonium (poudre)
• Indicateur pH universel (liquide)
• Eau distillée
• Liquide inconnu #1 — acide éthanoïque 5 % v/v
• Liquide inconnu #2 — hydroxyde de sodium 0,1 M
• Liquide inconnu #3 — eau distillée