Le pH d'une solution est une mesure des ions hydrogène, ou protons, présents dans cette solution. Parce que les acides sont des donneurs de protons, au quotidien, on peut dire qu'une solution contenant un «acide fort» (c'est-à-dire un acide à forte propension à donner ses protons) est «plus acide». Une solution constituée d'une certaine concentration de l'acide chlorhydrique puissant, l'acide chlorhydrique, sera "plus acide" qu'une solution contenant une concentration similaire d'acide acétique ou de vinaigre ordinaire. En termes chimiques, cela est dû au fait que le pH de l'acide chlorhydrique est plus faible.

Vous pouvez écrire schématiquement un acide non dissocié en HA, ou vous pouvez écrire ses constituants en solution comme H + (le proton) et A- (le conjugué de l'acide). Par exemple, l'acide formique (présent dans le venin de fourmi) est HCOOH, mais ses composants sont H + et COOH-. Fait important, lorsque cet acide relativement faible se dissout en solution, les trois molécules existent dans des proportions variables. La mesure dans laquelle tout acide dégage des protons est la mesure dans laquelle il est ionisé, et cela est fonction d'une propriété de l'acide connue sous le nom de K _{a, que vous pouvez trouver dans les tableaux en ligne ou dans les livres. br>}

Vous pouvez calculer le pourcentage d'ionisation d'un acide donné son pH de la manière suivante:
Étape 1: Convertir le pH en [H +]

Le pH est défini comme -log [H +] , où [H +] est la concentration de protons en solution en moles par litre, c'est-à-dire sa molarité.

Si, par exemple, vous avez une solution 0,1 M d'acide formique avec un pH de 2,5, vous pouvez remplacer cette valeur dans l'équation du pH:

2,5 \u003d -log [H +]

[H +] \u003d 1 ÷ 10 ^{2,5 \u003d 0,00316 M \u003d 3,16 × 10 -3 mol /L \u003d 3,16 mmol /L
Étape 2: Déterminer [HA]}

Pour des acides plus forts, vous aurez besoin du K _{a de l'acide pour résoudre l'équation:}

K _{a \u003d [H +] [A-] ^{÷ ([HA] - [H +])}}

Comme indiqué, vous pouvez rechercher dans K _{les valeurs d'un nombre des acides communs au lieu de les calculer expl}

Mais pour les acides faibles, qui sont présents dans la majorité de ces problèmes, [H +] \u003d [A-], et ([HA] - [H +]) est très proche de [HA]. Par conséquent, vous utilisez simplement la molarité de la solution fournie pour [HA], qui dans ce cas est de 0,10.
Étape 3: Calculez le pourcentage d'ionisation

Ceci est [H +] /[HA] × 100 , ou pour cette solution d'acide formique,

(0,00316 ÷ 0,10) × 100

\u003d 3,16%