pH de l'eau

Le pH d'une eau est une indication de son degré d'acidité.

Une eau acide est souvent synonyme d'agressivité ou de corrosion.

Le contraire d'eau acide est une eau basique. Une eau basique peut aussi être corrosive sur certain matériaux, ou être agressive vis à vis des protéïnes et des tissus physiologiques.

Une eau ni acide, ni basique est dite neutre.

La nature de l'eau

Chimiquement, l'eau est une substance pure constituée de molécules composée de deux atomes d'hydrogène (H) et un atome d'oxygène (O); Elle est notée H₂O.

Dans la nature, l'eau est majoritairement composée de molécules d'eau, et contient minoritairement des substances dissoutes (gaz, sels minéraux, hydrocarbures, ...).

La molécule d'eau peut se dissocier en ions H⁺ (ion hydrogène) et OH^- (ion hydroxyle). Les signes + et - indiquent que lors de la séparation des atomes H et O, l'ion hydroxyle a entrainé avec lui un électron, qui provenait de l'atome d'hydrogène. L'atome d'hydrogène se trouve donc chargé positivement et l'ion hydroxyle chargé négativement.

H₂O → H⁺ + OH^-

L'atome d'hydrogène est le plus simple des atomes. Il n'est constitué que d'un proton et d'un électron. L'ion hydrogène ne possède donc plus qu'un proton. C'est pourquoi il est souvent nommé ainsi.

Cependant un proton seul ne peut pas exister librement dans une solution aqueuse. En réalité il est associé à une molécule d'eau pour former un ion H₃O⁺. C'est ainsi l'ion hydrogène est souvent symbolisé.

H₂O + H⁺ → H₃O⁺

Définition du pH

Le terme pH est l'abréviation de "pondus Hydrogenium": le poids de l'hydrogène.

Le pH d'une solution donne une indication sur sa teneur en ion hydrogène, responsable de l'acidité.
Le pH est la valeur du logarithme de la concentration (mole/litre) en ion H⁺. C'est un nombre sans dimension.

pH = -log [H⁺]

A température ambiante:
Le pH de l'eau pure est de 7; l'eau est dite neutre
Si le pH est compris entre 0 et 7, l'eau est dite acide
Si le pH est compris entre 7 et 14, l'eau est dite basique ou alcaline

Quelques valeurs de pH de solutions courantes:

Produit	pH
Soude	14,0
Chaux	12,5
Ammoniaque	11,0
Sang humain	7,4
Lait	6,6
Jus de tomate	4,5
Vin	4,0
Jus de pommes	3,0
Jus de citron	2,0
Acide chlorhydrique	1,0

Effet de la température

La température affecte la mesure du pH à différents niveaux:

•  en modifiant les équilibres chimiques en jeu dans la solution
•  en modifiant la réponse des instruments de mesure

pH de l'eau neutre

A température ambiante le pH d'une eau neutre est 7,0. Cette valeur résulte de l'équilibre de dissociation de l'eau:

H₂O ⇋ H⁺ + OH^-

dont la constante de dissociation k_e = [H⁺]×[OH^-] = 10^-14 à 25°C

A neutralité: [H⁺] = [OH^-] et donc [H⁺] = 10^-7 d'où pH = 7

A températures supérieures la dissociation de l'eau est plus élevée et les concentrations des espèces H⁺ et OH^- sont plus fortes. Le pH de l'eau neutre diminue donc lorsque la température augmente. Cela ne signifie pas que l'eau est plus acide puisque l'égalité des concentrations des espèces H⁺ et OH^- est toujours respectée.

Température (°C)	0	25	50	75	100
pke = -log([H+][OH-])	14,95	13,99	13,26	12,70	12,25
pH à neutralité	7,47	7,0	6,63	6,35	6,12

Variation des équilibres avec la température

Réaction	Equation d'équilibre [] : en mole/l pCO2 : pression (en atm) de CO2	Constante à 25°C	cst = 10(a + b/T + cT) T: température en °K
			a	b	c
H2O ⇋ H+ + OH-	[H+]×[OH-] = cst	10−14	6,08799	4470,99	-0,01706
CO2 + H2O ⇋ H2CO3	[H2CO3] ⁄ pCO2 = cst	10−1,46	-13,417	2299,66	0,01422
H2CO3 ⇋ HCO3- + H+	[HCO3-] × [H+] ⁄ [H2CO3] = cst	10−6,35	14,8435	-3404,71	-0,03279
HCO3- ⇋ CO32- + H+	[CO32-] × [H+] ⁄ [HCO3-] = cst	10−10,33	6,498	2902,39	-0,02379
CaCO3 ⇋ Ca2+ + CO32-	[Ca2+ ] × [CO32-] = cst	10−8,47	13,870	-3059	-0,04035

Effet du CO₂ dissous

Le dioxyde de carbone (CO₂) présent dans l'air atmosphérique se dissous partiellement dans l'eau avec laquelle il réagit pour former de l'acide carbonique (H₂CO₃).

CO₂ + H₂O ⇋ H₂CO₃

H₂CO₃ qui se dissocie pour libérer des ions H⁺

H₂CO₃ ⇋ HCO₃^- + H⁺

avec:

[H₂CO₃] ⁄ pCO₂ = 10^−1,46 à 25°C

[HCO₃^-] × [H⁺] ⁄ [H₂CO₃] = 10^−6,35 à 25°C

[] : concentrations en mole/l
pCO₂ : pression partielle (en atm) de CO₂ dans le gaz en équilibre

Une eau déminéralisée, en contact avec l'air atmosphérique qui contient environ 300vpm (équivalent à pCO2 = 300 10^-6 atm), deviendra progressivement acide et corrosive.

Effet des carbonates dissous

L'eau naturelle, au contraire de l'eau déminéralisée, contient des sels dissous dont des carbonates. Ces carbonates peuvent réagir avec l'acidité présente pour former des hydrogéno-carbonates (aussi nommés bicarbonates).

CaCO₃ ⇋ Ca²⁺ + CO₃^2-

CO₃^2- + H⁺ ⇋ HCO₃^-

avec

[CO₃^2-] × [H⁺] ⁄ [HCO₃^-] = 10^−10,33 à 25°C

Une eau naturelle, issue d'un sol calcaire, ne deviendra pas suffisament acide en absorbant le CO₂ atmosphérique pour devenir corrosive.

Sources:

Guilhem Bourrie. Relations entre le pH, l’alcalinité, le pouvoir tampon et les équilibres de CO2 dans
les eaux nature. Lettre de l’Association (AFES), 1976, 3, pp.145-159.  hal-01189766