pH, pKa et tampons : maîtriser l'acidité, du citron au sang

Le jus de citron a un pH voisin de 2 ; ton sang, un pH de 7,4 que ton organisme maintient entre 7,35 et 7,45. Comment mesurer l'acidité, prévoir l'espèce qui domine, stabiliser un pH ?

1. Acides, bases et couples

Selon Brønsted, un acide peut céder un ion H⁺, une base peut en capter un. Ils forment un couple acide/base : AH = A⁻ + H⁺. Exemples : CH₃COOH/CH₃COO⁻ (acide éthanoïque, ion éthanoate), NH₄⁺/NH₃ (ion ammonium, ammoniac). L'eau est un ampholyte : base dans le couple H₃O⁺/H₂O, acide dans le couple H₂O/HO⁻.

Une réaction acide-base transfère un ion H⁺ de l'acide d'un couple à la base d'un autre : CH₃COOH + NH₃ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺.

2. Le pH

pH = −log [H₃O⁺]c°, avec c° = 1 mol/L ; réciproquement, [H₃O⁺] = 10^(−pH) mol/L. À 25 °C, l'eau impose le produit ionique Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ (pKe = 14,0) : une solution est acide si pH < 7, neutre si pH = 7, basique si pH > 7.

Exemple 1 — fort ou faible ? Une solution d'acide chlorhydrique à 1,0 × 10⁻² mol/L a un pH de 2,0 : [H₃O⁺] = 1,0 × 10⁻² mol/L, tout l'acide a réagi avec l'eau, c'est un acide fort. Une solution d'acide éthanoïque de même concentration a un pH de 3,4 : [H₃O⁺] = 10^(−3,4) ≈ 4,0 × 10⁻⁴ mol/L. Le taux d'avancement final vaut τ = (4,0 × 10⁻⁴) ÷ (1,0 × 10⁻²) = 4,0 % : c'est un acide faible.

3. Constante d'acidité et pKa

Pour AH + H₂O = A⁻ + H₃O⁺, la constante d'équilibre est la constante d'acidité Ka = [A⁻] × [H₃O⁺][AH] (concentrations divisées par c°), et pKa = −log Ka. Plus le pKa est petit, plus l'acide est fort dans l'eau. Exemples à 25 °C : HCOOH/HCOO⁻, 3,8 ; CH₃COOH/CH₃COO⁻, 4,8 ; NH₄⁺/NH₃, 9,2. Le logarithme de Ka donne la relation clé :

pH = pKa + log [A⁻][AH]

4. Diagrammes de prédominance et indicateurs

• pH < pKa : [AH] > [A⁻], la forme acide prédomine ;
• pH = pKa : [AH] = [A⁻] ;
• pH > pKa : la forme basique prédomine.

Exemple 2. Dans le sang (pH = 7,4), l'acide éthanoïque (pKa = 4,8) est presque entièrement sous forme d'ions éthanoate : [CH₃COO⁻][CH₃COOH] = 10^(7,4 − 4,8) = 10^2,6 ≈ 4 × 10².

Un indicateur coloré est un couple dont les deux formes ont des couleurs différentes ; sa zone de virage va environ de pKa − 1 à pKa + 1. Le bleu de bromothymol est jaune sous 6,0, bleu au-dessus de 7,6, vert entre les deux.

5. Les solutions tampons

Une solution tampon contient un acide faible et sa base conjuguée en quantités voisines. Son pH, proche du pKa, varie peu par dilution modérée ou par ajout modéré d'un acide ou d'une base.

Exemple 3 — le tampon du sang. Le couple CO₂,H₂O/HCO₃⁻ a un pKa de 6,1 à 37 °C, et le sang contient environ 20 fois plus d'ions HCO₃⁻ que de CO₂ dissous : pH = 6,1 + log 20 = 6,1 + 1,3 = 7,4. Pendant un effort, l'acide libéré par tes muscles est consommé par HCO₃⁻, et le CO₂ formé est évacué par tes poumons : le pH bouge à peine.

6. Le titrage pH-métrique

On verse de la soude (Na⁺ + HO⁻) dans l'acide à titrer, en mesurant le pH à chaque ajout. La réaction support, AH + HO⁻ → A⁻ + H₂O, est totale. La courbe pH = f(V) présente un saut de pH : l'équivalence se repère au point d'inflexion, par la méthode des tangentes parallèles ou au maximum de la dérivée dpHdV. À la demi-équivalence (V = Véq ÷ 2), [AH] = [A⁻] donc pH = pKa : la courbe donne le pKa ! Pour un titrage colorimétrique, on choisit un indicateur dont la zone de virage contient le pH à l'équivalence.

Exemple 4 — le vinaigre. On dilue un vinaigre 10 fois, puis on titre 10,0 mL de solution diluée par de la soude à 0,100 mol/L : Véq = 10,0 mL, pH à l'équivalence 8,7. Solution diluée : C = 0,100 × 10,0 ÷ 10,0 = 0,100 mol/L, donc 1,00 mol/L dans le vinaigre, soit 1,00 × 60,0 = 60,0 g/L d'acide éthanoïque (M = 60,0 g/mol) : environ 6 g pour 100 mL. L'indicateur adapté est la phénolphtaléine (zone de virage 8,2 – 10,0).

À retenir

• Acide : cède H⁺ ; base : capte H⁺ ; couple AH/A⁻ ; l'eau est un ampholyte.
• pH = −log [H₃O⁺] ; à 25 °C, Ke = [H₃O⁺] × [HO⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴.
• pH = pKa + log [A⁻][AH] : forme acide si pH < pKa, forme basique si pH > pKa.
• Tampon : acide faible + base conjuguée en quantités voisines ; pH ≈ pKa, stable.
• Titrage pH-métrique : équivalence au saut de pH ; à la demi-équivalence, pH = pKa.

★ Pour aller plus loin

Le symbole pH a été proposé en 1909 par le chimiste danois Søren Sørensen, au laboratoire de la brasserie Carlsberg, à Copenhague.

Depuis le début de l'ère industrielle, le pH de la surface des océans a baissé d'environ 0,1 unité, car l'eau de mer absorbe une partie du CO₂ que nous rejetons. Cela paraît minuscule, mais 10^0,1 ≈ 1,26 : environ 26 % d'ions H₃O⁺ en plus. Coraux et coquillages, qui construisent leur squelette avec les ions carbonate, en souffrent.

Sources pour creuser

• Un manuel de spécialité, par exemple Physique Chimie Terminale spécialité (Hachette Éducation, collection Dulaurans-Durupthy).
• Paul Arnaud, Chimie physique (Dunod), niveau supérieur.
• YouTube : Les Bons Profs (cherche « titrage pH-métrique » et « solution tampon »).
• mediachimie.org (Fondation de la Maison de la Chimie), lumni.fr, eduscol.education.fr et culturesciences.chimie.ens.fr.