Idées clés
L’échelle de pH mesure l’acidité de façon logarithmique. Les acides et bases forts se dissocient complètement, les faibles en partie seulement, et une solution tampon résiste aux variations de pH.
- pH = −log₁₀[H⁺], et à 25 °C pH + pOH = 14. Chaque unité de pH correspond à un facteur dix sur [H⁺].
- Un acide fort donne [H⁺] égal à sa concentration. Un acide faible donne [H⁺] ≈ √(K_a·C) quand il se dissocie peu.
- Un tampon est un acide faible avec sa base conjuguée. L’équation de Henderson–Hasselbalch est pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA]).
- Au point d’équivalence d’un titrage, les moles d’acide égalent celles de base : M_aV_a = M_bV_b pour une réaction un pour un.
Équations clés
pH = −log₁₀[H⁺]pH + pOH = 14 (25 °C)K_a = [H⁺][A⁻] ÷ [HA][H⁺] ≈ √(K_a·C)pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])M_aV_a = M_bV_b
Exemple résolu
Pour l’acide acétique 0,10 M avec K_a = 1,8 × 10⁻⁵, [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,10) = 1,3 × 10⁻³ M, donc pH = 2,87. Un tampon d’acide acétique 0,20 M et d’acétate 0,10 M (pKa = 4,74) a pH = 4,74 + log(0,10 ÷ 0,20) = 4,74 − 0,30 = 4,44.
Erreurs fréquentes
- Traiter un acide faible comme s’il se dissociait complètement.
- Mettre l’acide sur la base dans le rapport de Henderson–Hasselbalch, au lieu de la base sur l’acide.
- Oublier que le pH est logarithmique : pH 3 est dix fois plus acide que pH 4, et non 25 % de plus.
Pratique
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