Le pH d'une solution reflète sa concentration en ions hydrogène (H⁺). Au quotidien, une solution contenant un acide fort (qui donne facilement des protons) a un pH plus bas et est considérée comme plus acide qu'une solution contenant une concentration comparable d'un acide faible.
Par exemple, l’acide chlorhydrique (HCl) se dissocie complètement dans l’eau, donnant un pH inférieur à celui d’une concentration similaire d’acide acétique (vinaigre). Chimiquement, un acide non dissocié s'écrit HA, et en solution, il existe sous la forme H⁺ et A⁻ (la base conjuguée). Les acides faibles tels que l'acide formique (HCOOH) se dissocient partiellement, de sorte que les trois espèces coexistent dans des proportions variables.
Le degré de dissociation, ou ionisation, dépend de la constante de dissociation de l’acide (Ka). Ci-dessous, nous expliquons comment déterminer le pourcentage d'ionisation en utilisant le pH de la solution.
Le pH est défini comme -log₁₀[H⁺], où [H⁺] est la molarité des ions hydrogène dans la solution.
Exemple :Pour une solution d'acide formique 0,10 M avec un pH =2,5, résolvez 2,5 =-\log₁₀[H⁺].
Calcul :[H⁺]=10^(–2,5)=3,16×10⁻³M (ou 3,16 mmolL⁻¹).
Pour les acides forts, vous utiliserez l'expression Ka complète :Ka=([H⁺][A⁻]) / ([HA] – [H⁺]). Cependant, pour les acides faibles, l'hypothèse [H⁺]≈[A⁻] est valable et la différence entre [HA] et [H⁺] est négligeable.
Ainsi, vous pouvez utiliser la concentration d'acide initiale comme [HA]. Dans l'exemple, [HA]=0,10M.
Le pourcentage d'ionisation est calculé comme suit :([H⁺] / [HA] ) × 100.
Pour notre solution d'acide formique :(3,16 × 10⁻³ M / 0,10 M) × 100 = 3,16 %.
Ainsi, 3,16% des molécules d'acide formique sont ionisées à pH2,5.