Le pH est la mesure du degré d'acidité ou de base d'une solution. Comprendre comment le calculer à partir des premiers principes est fondamental pour la chimie, la biologie, la médecine et les sciences de l'environnement.
La formule du pH
Le pH est défini comme le logarithme négatif en base 10 de la concentration en ions hydrogène :
pH = −log₁₀[H⁺]
Où [H⁺] est la concentration d’ions hydrogène en moles par litre (mol/L ou M).
Exemple 1 : [H⁺] = 0,001 M (10⁻³ M) :
- pH = −log(0,001) = −(−3) = 3 (acide)
Exemple 2 : [H⁺] = 1 × 10⁻⁷ M (eau pure) :
- pH = −log(10⁻⁷) = 7 (neutre)
Exemple 3 : [H⁺] = 1 × 10⁻¹¹ M :
- pH = 11 (basique/alcalin)
L'échelle de pH
| pH | Classification | Exemple |
|---|---|---|
| 0–2 | Fortement acide | Acide de batterie, acide gastrique (1–2) |
| 3-4 | Acide | Vinaigre (2,4), jus d'orange (3,5) |
| 5-6 | Légèrement acide | Café noir (5), eau de pluie (5,6) |
| 7 | Neutre | Eau pure |
| 8-9 | Légèrement basique | Eau de mer (8), bicarbonate de soude (8,3) |
| 10-12 | Basique | Lait de magnésie (10,5) |
| 13-14 | Fortement basique | Eau de Javel (12,5), nettoyant pour canalisations (14) |
Calcul de [H⁺] à partir du pH
Le calcul inverse - trouver la concentration en ions à partir du pH :
[H⁺] = 10^(−pH)
Exemple : pH = 4,5 :
- [H⁺] = 10^(−4,5) = 3,16 × 10⁻⁵ mol/L
La relation entre le pH et le pOH
En solutions aqueuses à 25°C :
pH + pOH = 14
pOH = −log₁₀[OH⁻]
Si vous connaissez la concentration en ions hydroxyde au lieu des ions hydrogène :
Exemple : [OH⁻] = 1 × 10⁻³ M :
- pOH = −log(10⁻³) = 3
- pH = 14 − 3 = 11 (basique)
Calcul du pH des acides forts
Les acides forts (HCl, HNO₃, H₂SO₄) se dissocient complètement dans l'eau :
[H⁺] = Concentration of acid (for monoprotic acids)
pH = −log[acid concentration]
Exemple : HCl 0,05 M :
- [H⁺] = 0,05M
- pH = −log(0,05) = 1,30
Pour H₂SO₄ (diprotique) : [H⁺] = 2 × [H₂SO₄]
Calcul du pH des acides faibles (en utilisant Ka)
Les acides faibles se dissocient partiellement. Utilisez la constante de dissociation acide Ka :
[H⁺] = √(Ka × C)
pH = −log(√(Ka × C)) = ½ × (pKa − log C)
Où C = concentration initiale d'acide, Ka = constante de dissociation.
Exemple : Acide acétique 0,1 M (Ka = 1,8 × 10⁻⁵) :
- [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁵ × 0,1) = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³
- pH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87
(Par rapport à un acide fort : 0,1 M de HCl aurait un pH = 1,0 – beaucoup plus acide)
Calcul du pH des bases fortes
Les bases fortes (NaOH, KOH) se dissocient complètement :
[OH⁻] = concentration of base
pOH = −log[OH⁻]
pH = 14 − pOH
Exemple : NaOH 0,02 M :
- pOH = −log(0,02) = 1,70
- pH = 14 − 1,70 = 12,30
Solutions tampons
Un tampon résiste aux changements de pH. L'équation de Henderson-Hasselbalch calcule le pH du tampon :
pH = pKa + log([A⁻]/[HA])
Où [A⁻] = concentration en bases conjuguées, [HA] = concentration en acide faible.
Exemple : Tampon acide acétique/acétate, pKa = 4,74, concentrations égales :
- pH = 4,74 + log(1) = 4,74 + 0 = 4,74
Les tampons fonctionnent mieux à ±1 unité de pH du pKa.
Applications pratiques
PH sanguin : Maintenu entre 7,35 et 7,45 par tamponnage au bicarbonate. En dessous de 7,35 = acidose ; au-dessus de 7,45 = alcalose.
Piscines : pH optimal 7,2–7,8. En dessous de 7,0, irrite les yeux et corrode l'équipement ; au-dessus de 7,8 réduit l’efficacité du chlore.
Ph du sol : Affecte la disponibilité des nutriments. La plupart des plantes prospèrent entre 6,0 et 7,0 ; les myrtilles préfèrent 4,5 à 5,5.
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