Physique-Chimie — Terminale
Transformations acide-base et pH — Physique-Chimie Terminale (chapitre 2)
Transformations acide-base en terminale spécialité physique-chimie : acide et base de Brönsted, couple acide-base, réaction par transfert d'ion hydrogène,…
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Transformations acide-base et pH
Chapitre 2 — Constitution et transformations de la matière · Terminale, spécialité physique-chimie
En première, les titrages s'appuyaient sur des réactions d'oxydo-réduction, c'est-à-dire sur des transferts d'électrons. Ce chapitre installe l'autre grande famille de transformations : celles qui reposent sur le transfert d'une particule beaucoup plus lourde, l'ion hydrogène $\mathrm{H^+}$ — un simple proton, puisque l'atome d'hydrogène le plus courant n'a pas de neutron et qu'il a perdu son unique électron.
Tout le reste de la chimie de l'année en dépend : le pH, les titrages du chapitre 4, la force des acides du chapitre 9, les acides aminés, le sang, l'océan. Autant poser les définitions proprement.
Au programme officiel. Transformation modélisée par des transferts d'ion hydrogène $\mathrm{H^+}$ : acide et base de Brönsted, couple acide-base, réaction acide-base. Couples acide-base de l'eau, de l'acide carbonique, d'acides carboxyliques, d'amines. Espèce amphotère. pH et relation $\mathrm{pH} = -\log([\mathrm{H_3O^+}]/c^\circ)$ avec $c^\circ = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$.
Capacité mathématique : utiliser la fonction logarithme décimal et sa réciproque.
1. Acide et base au sens de Brönsted
En 1923, le Danois Johannes Brønsted propose une définition qui ne parle ni de goût, ni de couleur, ni d'effet sur le métal, mais d'une seule particule échangée.
Définitions.
Un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène $\mathrm{H^+}$.
Une base est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène $\mathrm{H^+}$.
Ces définitions sont potentielles : elles décrivent une aptitude, pas un acte. L'ion éthanoate $\mathrm{CH_3COO^-}$ est une base même quand il n'a rien capté du tout — il en est simplement capable.
Un ion $\mathrm{H^+}$ ne se promène jamais seul en solution. C'est un proton nu, minuscule et extraordinairement réactif : il est immédiatement capté par une molécule d'eau, qui devient l'ion oxonium $\mathrm{H_3O^+}$. Écrire $\mathrm{H^+_{(aq)}}$ est une commodité d'écriture ; l'espèce réellement présente est $\mathrm{H_3O^+}$.
2. Couple acide-base
Si un acide cède un $\mathrm{H^+}$, ce qu'il devient est capable de le reprendre : c'est une base. Les deux espèces sont indissociables.
Définition. Un couple acide-base est l'ensemble de deux espèces $\mathrm{AH}$ et $\mathrm{A^-}$ qui se transforment l'une en l'autre par gain ou perte d'un ion hydrogène. On le note $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$ — l'acide toujours en premier — et on lui associe la demi-équation acide-base
$\mathrm{AH} = \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}$
Le signe $=$ et non $\rightarrow$ : une demi-équation n'est pas une réaction qui se produit, c'est une écriture formelle. Le proton libre du membre de droite est une fiction utile, destinée à disparaître dès qu'on combinera deux demi-équations.
Attention à la charge. Un couple ne s'écrit pas forcément $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$. L'acide peut être un cation, et la base une molécule neutre : $\mathrm{NH_4^+} = \mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+}.$ La règle est invariable : l'acide porte toujours une charge supérieure d'une unité à celle de sa base, puisqu'il possède un $\mathrm{H^+}$ de plus.
3. La réaction acide-base
Une réaction acide-base met en jeu deux couples. L'acide de l'un cède son ion hydrogène à la base de l'autre.
Soit les couples $\mathrm{A_1H}/\mathrm{A_1^-}$ et $\mathrm{A_2H}/\mathrm{A_2^-}$. On écrit les deux demi-équations dans des sens opposés, puis on les additionne :
$ \begin{aligned} \mathrm{A_1H} &= \mathrm{A_1^-} + \mathrm{H^+} \\ \mathrm{A_2^-} + \mathrm{H^+} &= \mathrm{A_2H} \\[2pt] \hline \mathrm{A_1H} + \mathrm{A_2^-} &\rightarrow \mathrm{A_1^-} + \mathrm{A_2H} \end{aligned} $
Le proton n'apparaît plus dans le bilan : il n'a jamais existé librement, il est passé directement d'une espèce à l'autre.
Les deux couples sont représentés l'un au-dessus de l'autre. La flèche courbe suit l'ion hydrogène : il quitte l'acide du premier couple et rejoint la base du second.
Exemple. L'acide éthanoïque réagit avec l'ammoniac. Couples : $\mathrm{CH_3COOH}/\mathrm{CH_3COO^-}$ et $\mathrm{NH_4^+}/\mathrm{NH_3}$.
$ \begin{aligned} \mathrm{CH_3COOH} &= \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+} \\ \mathrm{NH_3} + \mathrm{H^+} &= \mathrm{NH_4^+} \\[2pt] \hline \mathrm{CH_3COOH} + \mathrm{NH_3} &\rightarrow \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{NH_4^+} \end{aligned} $
La méthode qui ne rate jamais. 1. Identifier les deux couples en jeu. 2. Écrire les deux demi-équations, l'une dans le sens de la perte, l'autre dans le sens du gain. 3. Additionner et vérifier la conservation des éléments et de la charge. Ici : 2 carbones à gauche comme à droite, et charge totale nulle des deux côtés ✓.
4. Les couples à connaître
4.1 Les deux couples de l'eau
L'eau figure dans deux couples, ce qui en fait l'espèce la plus polyvalente de toute la chimie des solutions :
$\mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O} \qquad \text{et} \qquad \mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-}.$
Dans le premier, l'eau est la base ; dans le second, elle est l'acide. Les demi-équations correspondantes s'écrivent $\mathrm{H_3O^+} = \mathrm{H_2O} + \mathrm{H^+}, \qquad \mathrm{H_2O} = \mathrm{HO^-} + \mathrm{H^+}.$
4.2 L'acide carbonique
Le dioxyde de carbone dissous dans l'eau forme un acide, responsable de l'acidité des boissons gazeuses, de la régulation du pH du sang et de l'acidification des océans. Le couple s'écrit, au lycée,
$\mathrm{CO_2,\,H_2O}\;/\;\mathrm{HCO_3^-}$
où $\mathrm{HCO_3^-}$ est l'ion hydrogénocarbonate. La demi-équation fait apparaître l'eau : $\mathrm{CO_2,\,H_2O} = \mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H^+}.$
L'ion hydrogénocarbonate appartient lui-même à un second couple, $\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$, où $\mathrm{CO_3^{2-}}$ est l'ion carbonate.
4.3 Les acides carboxyliques
Ce sont les acides organiques, reconnaissables à leur groupe $\mathrm{-COOH}$. Ils cèdent l'hydrogène du groupe $\mathrm{-OH}$ et donnent un ion carboxylate $\mathrm{-COO^-}$ :
$\mathrm{R\!-\!COOH} = \mathrm{R\!-\!COO^-} + \mathrm{H^+}.$
| Nom de l'acide | Formule | Base conjuguée | Nom de la base |
|---|---|---|---|
| acide méthanoïque | $\mathrm{HCOOH}$ | $\mathrm{HCOO^-}$ | ion méthanoate |
| acide éthanoïque | $\mathrm{CH_3COOH}$ | $\mathrm{CH_3COO^-}$ | ion éthanoate |
| acide benzoïque | $\mathrm{C_6H_5COOH}$ | $\mathrm{C_6H_5COO^-}$ | ion benzoate |
4.4 Les amines
Une amine dérive de l'ammoniac $\mathrm{NH_3}$ en remplaçant un ou plusieurs hydrogènes par des chaînes carbonées. L'atome d'azote y porte un doublet non liant, avec lequel il capte un ion hydrogène : les amines sont des bases. L'acide conjugué est un ion ammonium.
$\mathrm{R\!-\!NH_3^+} = \mathrm{R\!-\!NH_2} + \mathrm{H^+}.$
| Acide (ion ammonium) | Base (amine) |
|---|---|
| $\mathrm{NH_4^+}$ (ion ammonium) | $\mathrm{NH_3}$ (ammoniac) |
| $\mathrm{CH_3NH_3^+}$ (ion méthylammonium) | $\mathrm{CH_3NH_2}$ (méthylamine) |
5. Schémas de Lewis et formules semi-développées
Le programme demande de savoir représenter quatre entités précises. Le raisonnement est toujours le même : compter les électrons de valence, former les liaisons, compléter les octets par des doublets non liants, puis vérifier la charge.
L'atome qui change entre l'acide et sa base est encadré. À gauche, l'oxygène perd son hydrogène et gagne un doublet non liant plus une charge négative ; à droite, l'azote engage son doublet non liant dans une quatrième liaison et devient chargé positivement.
Ce qu'il faut savoir lire sur ces schémas.
- L'oxygène a 6 électrons de valence : dans $\mathrm{-O\!-\!H}$ il forme 2 liaisons et porte 2 doublets non liants ; dans $\mathrm{-O^-}$ il forme 1 liaison et porte 3 doublets non liants.
- L'azote a 5 électrons de valence : dans une amine il forme 3 liaisons et porte 1 doublet non liant ; dans un ion ammonium il forme 4 liaisons et n'a plus de doublet non liant — d'où la charge $+$.
- Le doublet non liant de l'azote est la cause du caractère basique. C'est lui qui vient se refermer sur l'ion hydrogène. Une espèce sans doublet non liant disponible ne peut pas être une base de Brönsted.
Formules semi-développées. On écrit les liaisons entre atomes de carbone et les groupes caractéristiques, en regroupant les hydrogènes :
$\mathrm{CH_3\!-\!COOH} \quad ; \quad \mathrm{CH_3\!-\!COO^-} \quad ; \quad \mathrm{CH_3\!-\!CH_2\!-\!NH_2} \quad ; \quad \mathrm{CH_3\!-\!CH_2\!-\!NH_3^+}$
6. Les espèces amphotères
Définition. Une espèce est amphotère (on dit aussi ampholyte) si elle appartient à deux couples acide-base : elle est l'acide de l'un et la base de l'autre.
L'exemple fondamental est l'eau, on l'a vu : base dans $\mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O}$, acide dans $\mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-}$.
L'ion hydrogénocarbonate l'est aussi : base dans $\mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-}$, acide dans $\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$. C'est précisément cette double appartenance qui lui permet d'encaisser aussi bien un apport d'acide qu'un apport de base : le couple hydrogénocarbonate est le principal régulateur du pH du sang.
Comment le reconnaître ? Une espèce amphotère possède à la fois un hydrogène cessible et un doublet non liant (ou une charge négative) capable d'en capter un. Les acides $\alpha$-aminés en sont l'exemple biologique : ils portent un groupe carboxyle $\mathrm{-COOH}$, acide, et un groupe amine $\mathrm{-NH_2}$, basique.
7. Le pH
7.1 Définition
Les concentrations en ion oxonium couvrent une plage démesurée : de $10\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ dans un acide concentré à $10^{-15}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ dans une solution très basique, soit seize ordres de grandeur. Aucune échelle linéaire ne peut afficher cela. D'où le recours au logarithme décimal.
Définition.
$\boxed{\;\mathrm{pH} = -\log\!\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^\circ}\right) \quad \text{avec} \quad c^\circ = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}\;}$
et la relation réciproque
$\boxed{\;[\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ \times 10^{-\mathrm{pH}}\;}$
La division par la concentration standard $c^\circ = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ n'est pas une coquetterie : on ne prend le logarithme que d'un nombre sans unité. En pratique, cela revient à exprimer la concentration en $\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ et à en prendre le logarithme, mais l'écriture rigoureuse est celle de l'encadré. Le pH est donc lui aussi un nombre sans unité.
Deux exemples de calcul.
Si $[\mathrm{H_3O^+}] = 2{,}5\times 10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, alors $\mathrm{pH} = -\log(2{,}5\times10^{-3}) = 2{,}60.$
Si $\mathrm{pH} = 8{,}4$, alors $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-8{,}4} = 4{,}0\times10^{-9}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.$
À $25\ ^\circ\mathrm{C}$, une solution est acide si $\mathrm{pH} < 7$, basique si $\mathrm{pH} > 7$, neutre si $\mathrm{pH} = 7$. Un écart d'une unité de pH correspond à un facteur dix sur la concentration en ion oxonium.
7.2 Ce que dit le logarithme
La propriété fondamentale, celle qu'on utilise à chaque exercice :
$\log(10\,x) = \log x + 1 \qquad \Longrightarrow \qquad \text{diviser } [\mathrm{H_3O^+}] \text{ par } 10 \text{ augmente le pH de } 1.$
Autrement dit, une solution de pH 3 est cent fois plus acide qu'une solution de pH 5, et non « un peu plus acide ». C'est le contresens le plus fréquent sur le pH.
Chiffres significatifs du pH. Seuls les chiffres après la virgule comptent. Un pH de $2{,}60$ correspond à une concentration connue à deux chiffres significatifs ($2{,}5\times10^{-3}$) ; le « 2 » avant la virgule ne code que la puissance de dix. Un pH-mètre de laboratoire donne le pH à $\pm 0{,}05$ environ, soit une incertitude d'environ $12\ \%$ sur la concentration — voir chapitre 1.
7.3 Dilutions successives d'un acide fort
L'expérience du programme : on part d'une solution d'acide chlorhydrique $(\mathrm{H_3O^+},\mathrm{Cl^-})$ de concentration $1{,}0\times10^{-1}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, et on la dilue quatre fois de suite d'un facteur 10, en mesurant le pH à chaque étape.
| Concentration apportée ($\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$) | $1{,}0\times10^{-1}$ | $1{,}0\times10^{-2}$ | $1{,}0\times10^{-3}$ | $1{,}0\times10^{-4}$ | $1{,}0\times10^{-5}$ |
|---|---|---|---|---|---|
| pH mesuré | 1,0 | 2,0 | 3,0 | 4,0 | 5,0 |
L'acide chlorhydrique étant totalement dissocié, l'ion oxonium apporté a la même concentration que l'acide introduit : $[\mathrm{H_3O^+}] = c$, donc $\mathrm{pH} = -\log c$. Le graphique de $\mathrm{pH}$ en fonction de $-\log c$ est une droite de coefficient directeur 1.
La relation cesse d'être vraie en dessous de $10^{-6}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Continuer les dilutions ne conduit jamais à un pH supérieur à 7 : une solution d'acide chlorhydrique à $10^{-8}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ n'a pas un pH de 8, ce qui la rendrait basique — absurde. C'est que l'eau elle-même fournit des ions oxonium, en quantité négligeable tant que l'acide domine, mais plus du tout quand il devient très dilué. Le modèle $\mathrm{pH} = -\log c$ a un domaine de validité, et l'annoncer fait partie de la réponse attendue.
Exercices corrigés
Exercice 1 — Identifier les couples
Pour chacune des espèces suivantes, donner l'acide ou la base conjugué(e), et écrire la demi-équation : a. $\mathrm{HNO_3}$ b. $\mathrm{HO^-}$ c. $\mathrm{CH_3NH_2}$ d. $\mathrm{HCO_3^-}$
Correction. a. $\mathrm{HNO_3}$ est un acide, sa base conjuguée est l'ion nitrate : $\mathrm{HNO_3} = \mathrm{NO_3^-} + \mathrm{H^+}$, couple $\mathrm{HNO_3}/\mathrm{NO_3^-}$. b. $\mathrm{HO^-}$ est une base, son acide conjugué est l'eau : $\mathrm{H_2O} = \mathrm{HO^-} + \mathrm{H^+}$, couple $\mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-}$. c. La méthylamine est une base, son acide conjugué est l'ion méthylammonium : $\mathrm{CH_3NH_3^+} = \mathrm{CH_3NH_2} + \mathrm{H^+}$, couple $\mathrm{CH_3NH_3^+}/\mathrm{CH_3NH_2}$. d. $\mathrm{HCO_3^-}$ est amphotère : base dans $\mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-}$ et acide dans $\mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$. Les deux demi-équations sont $\mathrm{CO_2,H_2O} = \mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H^+} \qquad\text{et}\qquad \mathrm{HCO_3^-} = \mathrm{CO_3^{2-}} + \mathrm{H^+}.$
Exercice 2 — Écrire une équation de réaction
Écrire l'équation de la réaction entre l'acide benzoïque $\mathrm{C_6H_5COOH}$ et l'ion hydrogénocarbonate $\mathrm{HCO_3^-}$. Cette réaction produit un dégagement gazeux : lequel, et pourquoi ?
Correction. Couples en jeu : $\mathrm{C_6H_5COOH}/\mathrm{C_6H_5COO^-}$ et $\mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-}$.
$ \begin{aligned} \mathrm{C_6H_5COOH} &= \mathrm{C_6H_5COO^-} + \mathrm{H^+} \\ \mathrm{HCO_3^-} + \mathrm{H^+} &= \mathrm{CO_2,H_2O} \\[2pt] \hline \mathrm{C_6H_5COOH} + \mathrm{HCO_3^-} &\rightarrow \mathrm{C_6H_5COO^-} + \mathrm{CO_2} + \mathrm{H_2O} \end{aligned} $
Le gaz dégagé est le dioxyde de carbone : l'espèce notée $\mathrm{CO_2,H_2O}$ est du dioxyde de carbone dissous, qui s'échappe de la solution dès que sa concentration dépasse la solubilité. C'est le principe de l'effervescence des comprimés et de la réaction bicarbonate + vinaigre.
Vérification : 7 carbones à gauche ($6+1$) comme à droite ($6+1$) ✓ ; charge $0 + (-1) = -1$ à gauche, $-1 + 0 + 0 = -1$ à droite ✓.
Exercice 3 — pH et concentration
a. Le pH d'un jus de citron vaut $2{,}4$. Calculer $[\mathrm{H_3O^+}]$. b. Une solution contient $[\mathrm{H_3O^+}] = 4{,}0\times10^{-11}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. Calculer son pH et préciser si elle est acide ou basique. c. Combien de fois le jus de citron est-il plus acide que le sang, de pH $7{,}4$ ?
Correction. a. $[\mathrm{H_3O^+}] = 10^{-2{,}4} = 4{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. b. $\mathrm{pH} = -\log(4{,}0\times10^{-11}) = 10{,}40$. Comme $\mathrm{pH} > 7$, la solution est basique. c. Le rapport des concentrations vaut $\frac{10^{-2{,}4}}{10^{-7{,}4}} = 10^{7{,}4-2{,}4} = 10^{5}.$ Le jus de citron est cent mille fois plus concentré en ion oxonium que le sang. L'écart de 5 unités de pH paraît modeste ; il code en réalité un facteur $10^5$.
Exercice 4 — Dilution
On dispose de $V_0 = 10{,}0\ \mathrm{mL}$ d'une solution d'acide chlorhydrique de concentration $c_0 = 5{,}0\times10^{-2}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, qu'on complète à $V_1 = 250{,}0\ \mathrm{mL}$ avec de l'eau distillée. a. Calculer la concentration $c_1$ de la solution obtenue. b. En déduire son pH. c. Quel était le pH de la solution initiale ? Vérifier la cohérence des deux résultats.
Correction. a. La dilution conserve la quantité de matière : $c_0 V_0 = c_1 V_1$, donc $c_1 = c_0 \times \frac{V_0}{V_1} = 5{,}0\times10^{-2} \times \frac{10{,}0}{250{,}0} = 2{,}0\times10^{-3}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.$ b. L'acide chlorhydrique est totalement dissocié, donc $[\mathrm{H_3O^+}] = c_1$ et $\mathrm{pH_1} = -\log(2{,}0\times10^{-3}) = 2{,}70.$ c. $\mathrm{pH_0} = -\log(5{,}0\times10^{-2}) = 1{,}30$.
Cohérence : le facteur de dilution vaut $250{,}0/10{,}0 = 25$, et $\mathrm{pH_1} - \mathrm{pH_0} = \log 25 = 1{,}40,$ ce qui redonne bien $1{,}30 + 1{,}40 = 2{,}70$ ✓. La dilution augmente toujours le pH d'un acide.
Exercice 5 — Lecture critique
Un élève écrit : « J'ai dilué mille fois une solution d'acide chlorhydrique de pH 5, j'obtiens donc une solution de pH 8. » Que lui répondre ?
Correction. Le calcul formel donne bien $c = 10^{-5}/1000 = 10^{-8}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ puis $\mathrm{pH} = 8$ — mais le résultat est impossible : ajouter de l'eau à un acide ne peut pas rendre la solution basique. La faute est d'avoir appliqué $\mathrm{pH} = -\log c$ hors de son domaine de validité.
Lorsque $c$ devient comparable à $10^{-7}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, les ions oxonium produits par l'eau elle-même ne sont plus négligeables devant ceux qu'apporte l'acide. La solution obtenue a en réalité un pH légèrement inférieur à 7 : très proche de la neutralité, mais toujours du côté acide. Le bon réflexe est de vérifier que le résultat garde un sens physique avant de l'écrire.
À retenir
Les définitions de Brönsted Un acide cède un $\mathrm{H^+}$, une base capte un $\mathrm{H^+}$. Un couple $\mathrm{AH}/\mathrm{A^-}$ relie les deux, avec la demi-équation $\mathrm{AH} = \mathrm{A^-} + \mathrm{H^+}$, l'acide étant toujours plus chargé d'une unité que sa base.
La réaction acide-base : deux couples, deux demi-équations en sens opposés, addition — le $\mathrm{H^+}$ disparaît du bilan.
Les couples du programme $\mathrm{H_3O^+}/\mathrm{H_2O} \quad ; \quad \mathrm{H_2O}/\mathrm{HO^-} \quad ; \quad \mathrm{CO_2,H_2O}/\mathrm{HCO_3^-} \quad ; \quad \mathrm{HCO_3^-}/\mathrm{CO_3^{2-}}$ $\mathrm{R\!-\!COOH}/\mathrm{R\!-\!COO^-} \quad ; \quad \mathrm{R\!-\!NH_3^+}/\mathrm{R\!-\!NH_2}$
Amphotère : appartient à deux couples (l'eau, $\mathrm{HCO_3^-}$, les acides $\alpha$-aminés).
Le pH $\mathrm{pH} = -\log\!\left(\frac{[\mathrm{H_3O^+}]}{c^\circ}\right), \qquad [\mathrm{H_3O^+}] = c^\circ\times 10^{-\mathrm{pH}}, \qquad c^\circ = 1\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}.$
Les trois réflexes
- Une unité de pH, c'est un facteur 10 sur la concentration — jamais « un peu ».
- Le doublet non liant fait la base. Pas de doublet disponible, pas de capture de $\mathrm{H^+}$.
- Vérifier le sens physique. $\mathrm{pH} = -\log c$ n'a plus cours en dessous de $10^{-6}\ \mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, et diluer un acide ne le rend jamais basique.
Chapitre suivant : analyser un système chimique par des méthodes physiques — spectrophotométrie, conductimétrie, spectroscopies.