2.2.4. LA MESURE DU CARACTÈRE ACIDE OU ALCALIN D'UNE SOLUTION

Le pH se définit comme l'inverse du logarithme de la concentration en ions hydrogène H⁺ d'une solution aqueuse d'un acide ou d'une base.

L'eau pure est très légèrement ionisée en ions H⁺ et OH^-. Une de ses molécules sur 10 millions (10^-7) est ionisée, son pH est donc de 7 : l'eau pure est neutre.

Les solutions acides ont des pH inférieurs à 7, car les acides libèrent des ions H⁺ en plus ou moins grande quantité suivant leur force et leur concentration.

Les bases ont des pH supérieurs à 7 car elles piègent les ions H⁺, elles se caractérisent au contraire en libérant des ions OH^-.

Seuls les acides et les bases forts suivent strictement cette loi de dilution, parce qu'ils sont complètement ionisés dans l'eau ; tous les ions H⁺ ou OH^- de leurs molécules sont libres.

L'échelle des pH s'étend de 0 à 14.

Le pH 0 est celui d'une solution qui contient 1 mole d'acide chlorhydrique (HCl) dissoute dans 1 litre d'eau, la masse molaire de HCl est de 36,5 g.

Le pH 14 est celui d'une solution qui contient 1 mole de soude caustique (NaOH) dissoute dans 1 litre d'eau. La masse molaire de NaOH est de 40 g. Le mélange de ces deux solutions, en quantités égales est neutre, c'est une solution de sel marin NaCl, les ions H⁺ et OH^- se neutralisent ; il ne reste que les ions NA⁺ et Cl^- ; le sel est complètement ionisé.

Il existe un grand nombre de bases et d'acides dits faibles qui ne suivent pas exactement cette loi parce qu'ils ne sont pas complètement ionisés. Ainsi une solution normale d'ammoniac (NH³), qui contient une mole/litre a un pH de 11,8 alors que celui de la soude normale (N) est de 14. De même, l'acide acétique à la concentration N, c'est-à-dire une mole = 60g/l, a un pH de 2,4 alors que celui de HCl est de 0. Ces différences s'estompent cependant aux dilutions extrêmes.

Le caractère acide ou basique de certains sels s'explique ainsi par les degrés d'ionisation différents de l'acide et de la base qui les composent, suivant qu'ils sont forts ou faibles.

Comme l'indique la définition du pH, la multiplication (ou la division) par 10 de la concentration d'un acide ou d'une base se traduit par une variation du pH de une unité seulement. Une dilution au 1/100^e fait franchir deux unités de pH. Une dilution au 1/1000^e, trois unités, au 1/millionième, six unités.

La législation française exige que les rejets d'eaux résiduaires de tous ordres se fassent à un pH qui ne soit pas trop éloigné de la neutralité (entre pH 5,5 et 8,5, voire 9,5 s'il y a neutralisation chimique). Pour répondre à cette contrainte, il faut par exemple qu'un litre d'acide chlorhydrique concentré soit dilué dans mille mètres cubes d'eau avant d'être rejeté. C'est la raison pour laquelle il est toujours nécessaire de neutraliser un résidu liquide avant de le rejeter dans l'environnement, étant bien entendu que le sel formé est sans toxicité particulière. Cette neutralisation est une opération assez simple à réaliser, à condition toutefois de disposer d'un moyen d'agitation convenable du milieu.

On remarquera enfin que pour neutraliser une solution donnée, il faut de moins en moins de produit de neutralisation au fur et à mesure que l'on se rapproche de la neutralité.

Par exemple :

- solution de départ : 1 mètre cube d'acide chlorhydrique en solution à 3,65 % dans l'eau (36,5 g/l), son pH = 0 (il y a 36,5 kg de HCl pur dans 1 m ³ ), - pour l'amener à pH = 2, il faudra ajouter environ 39,5 kg de soude caustique NaOH (largement diluée pour éviter une réaction violente), - pour aller à pH = 5, il ne faudra que quelques centaines de grammes (moins de 500) et quelques grammes seulement au mètre cube pour aller de pH = 5 à pH = 7.

Quelques exemples de produits dans l'échelle de pH

Caractère de la solution	Mesure de pH	Exemples
Acidité	0	Solution d'acide chlorhydrique (HCI) à 36,5 g/l
	1
	2
	3	Eau contenant 6 g/l d'acide acétique (vinaigre) ou 300 g/l de chlorure d'aluminium
	4	Eau contenant environ 4 mg/l d'acide HCI pur
	5
	6
Neutralité	7	Eau pure
Alcalinité	8	8,5 : Solution de bicarbonate de soude à 8 g/l
	9
	10	Eau contenant environ 4 mg/l de soude NaOH pure 11,5 : Solution concentrée de carbonate de soude
	11
	12	Solution concentrée d'ammoniac (NH3)
	13	Solution de soude caustique (NaOH) à 40 g/l
	14