Par Tracy McConnell, mise à jour le 30 août 2022
deyangeorgiev/iStock/GettyImages
L'échelle de pH, allant de 0 à 14, quantifie l'acidité ou l'alcalinité d'une solution. Comprendre le pH d'une solution est essentiel à la fois dans le cadre pédagogique et dans la pratique en laboratoire, car il nous informe sur les espèces présentes et prédit comment la solution se comportera dans les réactions chimiques.
Étant donné que le pH reflète directement la concentration d’ions hydronium (H₃O⁺) dans l’eau, il peut être utilisé pour calculer la concentration d’autres ions dans le système. Les équations suivantes constituent la base de ces calculs.
La relation entre le pH et la concentration en ions hydronium est exprimée comme suit :
pH=−log₁₀[H₃O⁺]
Ici, les parenthèses désignent la molarité. Lorsque [H₃O⁺] est connu, le pH peut être déterminé ; à l'inverse, un pH mesuré permet le calcul de [H₃O⁺].
Dans un échantillon de 1,0 L d'acide chlorhydrique (HCl) 0,1 M, la concentration en hydronium est de 1 × 10⁻¹M.
pH=−log₁₀(1×10⁻¹)=−(−1)=1,00
Si une solution a un pH de 4,3, réorganiser l'équation du pH donne :
[H₃O⁺]=10^−pH=10^−4,3≈5,01×10⁻⁵M
Pour les solutions basiques, la concentration en ions hydroxyde [OH⁻] est plus facilement mesurée. En utilisant la constante du produit ionique pour l'eau (K_w=1×10⁻¹⁴ à 25°C), nous trouvons :
[H₃O⁺]=K_w / [OH⁻]
Avec [OH⁻]=4,0×10⁻¹¹M :
1. [H₃O⁺]=(1×10⁻¹⁴) / (4,0×10⁻¹¹)=2,5×10⁻⁴M
2. pH=−log₁₀(2,5×10⁻⁴)≈3,60
Les valeurs de pH sont généralement indiquées au dixième ou au centième près, reflétant la précision de la mesure. Lors de l'application du logarithme, seuls les chiffres après la virgule décimale sont considérés comme significatifs, garantissant ainsi la cohérence avec l'incertitude expérimentale.
La constante de dissociation acide quantifie le degré auquel un acide s'ionise dans l'eau. Les acides faibles ont de faibles valeurs K_a, ce qui signifie que la majeure partie de l'acide reste non dissociée, tandis que les acides forts ont de grandes valeurs K_a et s'ionisent presque complètement.
Exemple :L'acide carbonique (H₂CO₃) est un acide diprotique faible avec
H₂CO₃(aq)⇌HCO₃⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₁=4,3×10⁻⁷
et une deuxième étape de dissociation :
HCO₃⁻(aq)⇌CO₃²⁻(aq)+H⁺(aq) K_a₂=4,8×10⁻¹¹
En revanche, l'acide nitrique (HNO₃) est un acide fort avec K_a≈40, illustrant sa dissociation presque complète.