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pH d'une solution

Ces calculateurs en ligne calculent le pH d'une solution. Il y a deux calculateurs - un pour les bases et acides forts et un autre pour les bases et acides faibles.

Ci-dessous, vous pouvez trouver deux calculateurs que vous pouvez utiliser pour vérifier les réponses de problèmes de chimie. Le premier calcule le pH d'une solution d'acide fort ou de base forte et le second calcule le pH d'une solution d'acide faible ou de base faible. De la théorie et des explications des calculs avec les formules sont disponible sous les calculateurs.

PLANETCALC, pH de solution acide/base forte

pH de solution acide/base forte

pH
 
Chiffres après la virgule décimale : 3



PLANETCALC, pH de solution acide/base faible

pH de solution acide/base faible

pH
 
Chiffres après la virgule décimale : 3

pH d'une solution

Le pH signifie le 'potentiel d'hydrogène' ou la 'puissance de l'hydrogène'. Le pH est le négative du logarithme en base 10 de l'activité des ions hydrogènes.
\ce {pH} = -\log_{10}(a_{\ce {H^+}})=\log _{10}\left({\frac {1}{a_{{\ce {H^+}}}}}\right)

Néanmoins, dans la plupart des problèmes de chimie, nous n'utilisons pas l'activité des ions hydrogènes mais la concentration molaire ou molarité. Comment ces deux valeurs sont-elles liées ? Bien sûr, l'activité des ions dépend de la concentration en ions, et ceci est décrit par l'équation
a_{H^+}=f \cdot [H^+]
où,
a_{H^+} - activité des ions hydrogènes
f - coefficient de l'activité de l'ion hydrogène
[H^+] - concentration en ions hydrogènes

Le coefficient d'activité est fonction de la concentration en ion, et se rapproche de 1, plus la solution est diluée. Pour les solutions diluées (idéales), l'état standard du soluté est 1,00 M, ainsi sa molarité est égale à son activité. C'est pourquoi, pour la plupart des problèmes qui supposent des solutions idéales, nous pouvons utiliser le logarithme en base 10 de la concentration molaire, et non pas l'activité.

Pourquoi avons-nous besoin du pH en premier lieu ? Le pH est une mesure utilisée pour spécifier l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse. Qu'une solution aqueuse réagisse en tant qu'acide ou de base dépend de sa teneur en ions hydrogènes (H+)

Néanmoins, mais l'eau neutre purement chimique contient des ions hydrogènes1 du fait de l'auto dissociation de l'eau.

H_2O \longleftrightarrow H^+ + OH^-

Il est connu qu'à l'équilibre dans les conditions standards (750 mmHg et 25°C), 1 L d'eau pure contient 10^{-7} mol H^+ et 10^{-7} mol OH^- d'ions, ainsi, l'eau en CNTP a un pH de 7. Les acides libèrent des ions hydrogènes, ainsi leurs solutions aqueuses contiennent plus d'ions hydrogènes que l'eau neutre et sont considérées comme acides avec un pH inférieur à 7. Les bases acceptent les ions hydrogènes (elles se lient à certains des ions hydrogènes issus de la dissociation de l'eau), ainsi leurs solutions aqueuses contiennent moins d'ions hydrogènes que l'eau neutre et sont considérées comme basiques avec un pH supérieur à 7. Notez que l'échelle de pH est logarithmique (une différence de un signifie une différence d'un ordre de grandeur, ou décuplée) et indique inversement la concentration en ions hydrogènes dans la solution. Un pH plus faible indique une concentration en ions hydrogènes plus élevée et vice versa.

Le calcul du pH utilisant la concentration molaire est différent selon le case base/acide fort ou base/acide faible. Plus d'informations ci-dessous.

Base/acide fort

Les bases et les acides forts sont des composés qui, pour des raisons pratiques, se dissocient complètement en leurs ions dans l'eau. Ainsi la concentration en ions hydrogènes de telles solutions est considérée comme étant égale à la concentration de l'acide. Le calcul du pH devient simple
pH=-log_{10}[H^+]

Pour les solutions basiques, vous avez la concentration de la base, soit la concentration un ions hydroxydes OH-. Vous pouvez calculer le pOH.
pOH=-log_{10}[OH^-]

Sur la base des concentrations de H+ et OH- dans l'eau à l'équilibre (ci-dessus), le pH et le pOH sont liés par l'équation suivante pH + pOH=14, qui est vraie pour toute solution aqueuse.

Ainsi, dans le cas d'une solution basique
pH=14 - pOH=14 + log_{10}[OH^-]

Il y a seulement 7 acides forts communs :

  • acide chlorhydrique HCl
  • acide nitrique HNO3
  • acide sulfurique H2SO4
  • acide bromhydrique HBr
  • acide iodique HI
  • acide perchlorique HClO4
  • acide chlorique HClO3

Il n'y a pas non plus beaucoup de bases fortes et certaines d'entre elles ne sont pas très solubles dans l'eau. Celles solubles sont

  • hydroxide de sodium NaOH
  • hydroxide de potassium KOH
  • hydroxide de lithium LiOH
  • hydroxide de rubidium RbOH
  • hydroxide de césium CsOH

Une solution d'acide fort à une concentration de 1M (1 mol/L) a un pH de 0. Une solution d'alcalin fort à une concentration de 1M (1 mol/L) a un pH de 14. Ainsi, dans la plupart des problèmes, vous aurez à faire à des valeurs de pH qui sont généralement entre 0 et 14, bien que des valeurs de pH négatives ou supérieures à 14 soient tout à fait possibles.

Acide/base faible

Les acides/bases faibles ne se dissolvent que partiellement dans l'eau. Trouver le pH d'un acide faible est un peu plus compliqué. L'équation de pH est la même : pH = -log[H^+], mais vous devez utiliser la constante de dissociation de l'acide (Ka) pour trouver [H+].

la formule pour Ka est :

K_a =\frac{[H^+][B^-]}{[HB]}

où :
[H^+] - concentration en ions H+
[B^-] - concentration en ions de la base conjuguée
[HB] = concentration en molécules d'acides non dissociées
pour une réaction HB \leftrightarrow H^+ + B^-

Cette formule décrit l'équilibre. Afin de déduire la formule pour H+ à partir de la formule ci-dessus, nous pouvons utiliser un tableau ICE (initial - changement - équilibre). Laissons x représenté la concentration en H+ qui se dissocie de HB, ensuite vous pouvons remplir le tableau ainsi :

HB H+ B-
Concentration initiale C M 0 M 0 M
Changement de concentration -x M +x M +x M
Concentration à l'équilibre (C-x) M x M x M

Maintenant, insérez ceux-ci dans la formule du Ka :

K_a =\frac{x \cdot x}{(C - x)}

Après un ré-arrangement, nous obtenons l'équation quadratique :

x^2 - K_a(C - x) = 0 \\ x^2 + K_ax - K_aC = 0

Pour trouver x, nous devons résoudre l'équation quadratique et choisir la racine positive.

Finalement, insérez x dans la formule du pH pour trouver la valeur du pH.

La même chose s'applique aux bases, où vous utilisez la constante de dissociation de la base Kb. Ka et Kb sont généralement données, ou peuvent être trouvées dans des tableaux.

Vous pouvez remarquer que des tableaux listent des acides avec plusieurs valeurs de Ka. Ceci signifie que cet acide est polyprotique, ce qui signifie qu'il peut donner plusieurs protons. Cependant, du fait des forces moléculaires, la valeur de la constante pour chaque proton suivant devient plus petite de plusieurs ordres de grandeur. par exemple, pour l'acide phosphorique

K_1 = 7.2 \cdot 10^{-3} \\ K_2 = 6.3 \cdot 10^{-8} \\ K_3 = 4.6 \cdot 10^{-13}

Ainsi, généralement un seul proton est pris en compte, et vous pouvez utiliser le coefficient stœchiométriques égale à un pour tous les calculs.


  1. L'ion hydrogène ne reste pas en tant que proton libre pendant longtemps, puisqu'il est rapidement hydraté par une molécule d'eau environnante. Le résultat est l'ion hydronium H_2O + H^+ \longleftrightarrow H_3O^+ 

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