La définition
pH = −log10[H+], où [H+] est la concentration en ions hydrogène en mol/L. Chaque unité de pH correspond à une concentration dix fois plus forte ou plus faible. À 25 °C, pH + pOH = 14.
Acides et bases forts
Les acides forts comme HCl se dissocient entièrement : [H+] est égal à la concentration de l’acide. HCl à 0,01 M a un pH de −log(0,01) = 2,00. Pour une base forte, calculez le pOH à partir de [OH−] et retranchez-le de 14 : NaOH à 0,01 M a un pOH de 2 et un pH de 12.
Acides faibles
Un acide faible ne se dissocie qu’en partie, selon sa constante d’acidité Ka. Si l’acide n’est pas trop dilué, [H+] ≈ √(Ka × C). Pour l’acide acétique à 0,1 M, pKa 4,76 : √(10−4,76 × 0,1) = 1,3 × 10−3 M, soit un pH d’environ 2,9.
Les tampons
Un tampon est un acide faible associé à sa base conjuguée. L’équation de Henderson-Hasselbalch donne son pH : pH = pKa + log([A−] ÷ [HA]). Pour un tampon acétate à pH 5,0, le rapport base/acide vaut 105,0 − 4,76 = 1,74. Un tampon est le plus efficace à moins d’une unité environ de son pKa.
Les outils
Le Calcul de pH accepte [H+], le pOH, [OH−] et les acides et bases forts ou faibles. Le Calcul de tampon donne le rapport et les quantités d’acide et de base pour un tampon de concentration et de volume donnés.
D’autres exemples chiffrés
- Mélanger un acide et une base. 50 mL de HCl 0,1 M avec 25 mL de NaOH 0,1 M : 5,0 mmol d’acide moins 2,5 mmol de base laissent 2,5 mmol d’acide dans 75 mL, soit 0,0333 M. pH = −log(0,0333) = 1,48.
- Une base faible. Ammoniaque 0,1 M, pKb 4,75 : [OH−] ≈ √(10−4,75 × 0,1) = 1,3 × 10−3 M, pOH 2,88, donc un pH d’environ 11,1.
- Un acide très dilué. HCl 10−8 M n’a pas un pH de 8. L’eau fournit à elle seule 10−7 M de H+, plus que l’acide, donc le pH est d’environ 6,98, juste sous la neutralité.
La température
pH + pOH = 14 ne vaut qu’à 25 °C. À 37 °C, la somme est d’environ 13,6, donc l’eau neutre a un pH d’environ 6,8. Elle reste neutre, car [H+] est toujours égal à [OH−].
Erreurs fréquentes
- Oublier la dilution après le mélange. Les concentrations changent quand on réunit deux solutions. Raisonnez en moles, puis divisez par le volume total.
- Mettre des millimolaires dans le logarithme. Convertissez d’abord en mol/L. 1 mM vaut 10−3 M, soit pH 3 pour un acide fort, et non −log(1) = 0.
- Un appareil non étalonné. Étalonnez le pH-mètre avec au moins deux tampons qui encadrent la valeur attendue, par exemple pH 4 et 7 pour des échantillons acides.