Comment mesurer le pH d'une solution ?

On peut mesurer le pH avec un papier pH (qui change de couleur), un indicateur coloré comme le BBT ou le jus de chou rouge, ou un pH-mètre électronique qui donne une mesure précise.

Quelle est la différence entre une solution acide et une solution basique ?

Une solution acide a un pH inférieur à 7 (il y a plus d'ions H⁺ que d'ions OH⁻), une solution basique a un pH supérieur à 7 (il y a plus d'ions OH⁻ que d'ions H⁺), et une solution neutre a un pH égal à 7.

Qu'est-ce qu'un indicateur coloré ?

Un indicateur coloré est une substance qui prend une couleur différente selon que la solution est acide, neutre ou basique. Le BBT (bleu de bromothymol) est jaune en milieu acide, vert en milieu neutre et bleu en milieu basique.

Quels sont des exemples d'acides et de bases courants ?

Exemples d'acides courants : jus de citron (pH ≈ 2), vinaigre (pH ≈ 3), eau gazeuse (pH ≈ 5). Exemples de bases courantes : eau de Javel (pH ≈ 13), lessive (pH ≈ 11), savon (pH ≈ 9).

Collège · 4ᵉ · Chimie

Acides et bases

pH, indicateurs colorés, solutions acides et basiques

À propos de cette page

Ce cours de chimie en quatrième sur « Acides et bases » suit le programme officiel de chimie de quatrième. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : Solutions acides, basiques et neutres, Le pH : définition et échelle, Mesurer le pH : les indicateurs colorés, Le pH-mètre : mesure précise du pH. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de quatrième à réussir en chimie.

Solutions acides, basiques et neutres

En chimie, on classe les solutions aqueuses en trois catégories selon leur caractère :

Solutions acides : elles ont un goût aigre (vinaigre, jus de citron) et peuvent être corrosives à forte concentration.
Solutions basiques (ou alcalines) : elles ont un caractère savonneux et glissant au toucher (savon, eau de Javel). On les appelle aussi solutions alcalines.
Solutions neutres : l'eau pure distillée est la référence de la neutralité.

Définition. Une solution acide contient plus d'ions hydrogène H⁺ que d'ions hydroxyde OH⁻. Une solution basique contient plus d'ions OH⁻ que d'ions H⁺. Une solution neutre contient autant d'ions H⁺ que d'ions OH⁻.

Exemple. Le jus de citron est acide (il pique), l'eau de Javel est basique (elle est corrosive), et l'eau distillée est neutre.

Le pH : définition et échelle

Le pH (potentiel Hydrogène) est un nombre sans unité qui indique si une solution est acide, neutre ou basique. Il varie généralement de 0 à 14 :

Valeur du pH	Caractère de la solution	Exemple
0 à 6,9	Acide (d'autant plus acide que le pH est faible)	Jus de citron pH ≈ 2, vinaigre pH ≈ 3
7	Neutre	Eau distillée, eau pure
7,1 à 14	Basique (d'autant plus basique que le pH est élevé)	Savon pH ≈ 9, eau de Javel pH ≈ 13

Règle.

pH < 7 → solution acide
pH = 7 → solution neutre
pH > 7 → solution basique

Attention ! Plus le pH est faible, plus la solution est acide. Plus le pH est élevé, plus la solution est basique. Un pH de 1 est très acide, un pH de 13 est très basique.

Mesurer le pH : les indicateurs colorés

Un indicateur coloré est une substance qui change de couleur selon le pH de la solution dans laquelle on le plonge. Certains indicateurs sont des espèces chimiques extraites de végétaux (jus de chou rouge, pétales de fleurs).

Les indicateurs les plus courants en classe sont :

Indicateur	Milieu acide	Milieu neutre	Milieu basique
BBT (Bleu de Bromothymol)	Jaune	Vert	Bleu
Phénolphtaléine	Incolore	Incolore	Rose/violet
Hélianthine	Rouge	Orange	Jaune
Jus de chou rouge	Rouge	Violet	Vert/jaune

Astuce. Le papier pH universel contient un mélange d'indicateurs colorés. Il prend une couleur différente selon le pH et on la compare à un nuancier pour lire la valeur du pH (précision : ±1).

Exemple. On verse quelques gouttes de BBT dans du vinaigre : la solution devient jaune, donc le vinaigre est acide.

Le pH-mètre : mesure précise du pH

Le pH-mètre est un appareil électronique qui mesure le pH d'une solution avec grande précision (au centième). Il se compose d'une sonde (électrode) plongée dans la solution et d'un afficheur numérique.

Mode opératoire d'utilisation du pH-mètre :

Étalonner le pH-mètre avec des solutions tampons de pH connu (pH 4 et pH 7 généralement).
Rincer l'électrode à l'eau distillée entre chaque mesure.
Plonger l'électrode dans la solution à mesurer.
Lire la valeur stabilisée sur l'écran.

Astuce. Le pH-mètre est beaucoup plus précis que le papier pH ou les indicateurs colorés, mais il nécessite un étalonnage avant usage.

Attention ! Ne jamais essuyer l'électrode, toujours la rincer à l'eau distillée et la sécher délicatement avec du papier absorbant.

Les ions H⁺ et OH⁻ : responsables du caractère acide ou basique

En solution aqueuse, le caractère acide ou basique est lié à la présence de deux types d'ions :

Les ions hydrogène H⁺ (aussi appelés ions oxonium H₃O⁺) : leur présence en excès rend la solution acide.
Les ions hydroxyde OH⁻ : leur présence en excès rend la solution basique.

Définition.

Dans une solution acide : concentration en H⁺ élevée → pH < 7
Dans une solution basique : concentration en OH⁻ élevée → pH > 7
Dans une solution neutre : [H⁺] = [OH⁻] → pH = 7

Les acides sont des espèces chimiques capables de libérer des ions H⁺ en solution. Les bases sont des espèces chimiques capables de capter des ions H⁺ (ou libérer des ions OH⁻).

Exemple. L'acide chlorhydrique HCl se dissocie en H⁺ et Cl⁻ en solution : c'est pourquoi une solution d'acide chlorhydrique est acide (pH < 7). La soude NaOH libère des ions OH⁻ : la solution est basique (pH > 7).

Acides et bases dans la vie quotidienne

Les acides et les bases sont très présents dans notre vie quotidienne. Il est important de les reconnaître pour les manipuler en sécurité.

Produit	Caractère	pH approximatif
Jus de citron	Acide	2
Vinaigre	Acide	3
Coca-Cola	Acide	3
Café	Acide	5
Eau pure	Neutre	7
Sang humain	Légèrement basique	7,4
Savon	Basique	9–10
Lessive	Basique	11
Eau de Javel	Basique	12–13
Soude (déboucheur)	Très basique	14

Attention ! Les acides et bases concentrés sont corrosifs. Il faut toujours porter des lunettes de protection et des gants lors des manipulations en laboratoire. En cas de contact, rincer abondamment à l'eau.

Astuce. Le pH du sang humain doit rester entre 7,35 et 7,45. Si le pH sort de cet intervalle, c'est dangereux pour la santé : on parle d'acidose (pH trop bas) ou d'alcalose (pH trop élevé).

La neutralisation acido-basique

Lorsqu'on mélange une solution acide et une solution basique, il se produit une réaction de neutralisation. Cette réaction produit de l'eau et un sel.

Définition. La neutralisation acido-basique est la réaction entre un acide et une base qui conduit à la formation d'eau et d'un sel. Le pH de la solution finale se rapproche de 7 si les quantités d'acide et de base sont bien dosées.

Équation bilan de la neutralisation :

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Exemple concret : si on verse de la soude (NaOH, base) dans de l'acide chlorhydrique (HCl, acide), on obtient de l'eau et du chlorure de sodium (sel de cuisine) :

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Exemple. Pour neutraliser les brûlures d'estomac (excès d'acide), on prend des médicaments antiacides contenant des bases douces comme le carbonate de calcium CaCO₃ ou le bicarbonate de sodium NaHCO₃, qui neutralisent l'acide de l'estomac.

Astuce. La neutralisation est atteinte quand pH = 7. À ce point, les ions H⁺ et OH⁻ sont en quantités égales et se sont tous combinés pour former de l'eau.

En bref

Le pH mesure le caractère acide ou basique d'une solution (de 0 à 14).
pH < 7 : solution acide ; pH = 7 : solution neutre ; pH > 7 : solution basique.
Les indicateurs colorés (BBT, phénolphtaléine, papier pH) changent de couleur selon le pH.
Le pH-mètre donne une mesure précise du pH après étalonnage.
Les ions H⁺ en excès → acide ; les ions OH⁻ en excès → basique.
La neutralisation : acide + base → sel + eau (pH final ≈ 7).

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