Calculateur de pH — pH = −log₁₀[H⁺]
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Calculez le pH d'une solution acide ou basique à partir de la concentration. Acide fort, base forte, acide faible. pOH, [H⁺], [OH⁻].
- pH = −log₁₀[H⁺] (concentration en mol/L)
- pH < 7 = acide ; pH = 7 = neutre ; pH > 7 = basique
- pH + pOH = 14 (à 25°C)
- Acide fort : pH = −log(C)
- Base forte : pOH = −log(C) → pH = 14 − pOH
Calculateur de pH
L'échelle de pH
Le pH (potentiel hydrogène) est une grandeur sans dimension qui mesure l'activité des ions H⁺ en solution aqueuse :
L'échelle va de 0 à 14 (dans les conditions standards), le pH 7 correspondant à la neutralité (eau pure à 25°C). Plus le pH est faible, plus la solution est acide et riche en ions H⁺. Chaque unité de pH correspond à un facteur 10 de concentration en H⁺.
pH de substances courantes
| Substance | pH approx. | Nature |
|---|---|---|
| Acide chlorhydrique concentré | 0 – 1 | Acide fort |
| Jus de citron | 2 – 2,5 | Acide |
| Vinaigre | 2,4 – 3,4 | Acide |
| Café | 4 – 5 | Légèrement acide |
| Eau pure à 25°C | 7,0 | Neutre |
| Sang humain | 7,35 – 7,45 | Légèrement basique |
| Eau de mer | 7,9 – 8,3 | Basique |
| Soude (NaOH 0,1 mol/L) | 13 | Base forte |
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3 exemples concrets de calcul de pH
Exemple 1 — pH d'une solution d'acide chlorhydrique. On prépare une solution de HCl (acide fort) à 0,025 mol/L. L'acide fort se dissocie totalement : [H⁺] = 0,025 mol/L. pH = −log(0,025) = −log(2,5 × 10⁻²) = 2 − log(2,5) = 2 − 0,398 = 1,60. La solution est fortement acide. Si on dilue par 100 (0,00025 mol/L), le pH devient 3,60 — la dilution augmente le pH de 2 unités (facteur 100 sur la concentration).
Exemple 2 — pH d'une solution de soude. Une solution de NaOH (base forte) à C = 0,05 mol/L. La base se dissocie totalement : [OH⁻] = 0,05 mol/L. pOH = −log(0,05) = −log(5 × 10⁻²) = 2 − 0,699 = 1,301. pH = 14 − 1,301 = 12,70. La solution est fortement basique. Comparaison : à 0,001 mol/L, pOH = 3 → pH = 11. Chaque facteur 10 sur C déplace le pH d'une unité.
Exemple 3 — pH d'un mélange acide-base. On mélange 50 mL d'HCl à 0,1 mol/L avec 30 mL de NaOH à 0,1 mol/L. Moles H⁺ = 0,05 × 0,1 = 0,005 mol. Moles OH⁻ = 0,03 × 0,1 = 0,003 mol. Excès H⁺ = 0,005 − 0,003 = 0,002 mol. Volume total = 80 mL = 0,080 L. [H⁺] = 0,002/0,080 = 0,025 mol/L. pH = −log(0,025) = 1,60. Il reste un excès d'acide.
3 erreurs fréquentes dans le calcul de pH
Erreur 1 — Oublier le signe négatif dans pH = −log[H⁺]. Le pH est toujours positif pour des concentrations inférieures à 1 mol/L. Si [H⁺] = 10⁻⁴, certains élèves écrivent pH = log(10⁻⁴) = −4. C'est faux : pH = −log(10⁻⁴) = −(−4) = +4. Le signe moins est essentiel pour que des concentrations faibles (solution peu acide) donnent un pH élevé.
Erreur 2 — Appliquer la formule acide fort à un acide faible. Pour un acide faible (CH₃COOH, acide acétique), [H⁺] ≠ C car la dissociation est partielle. À C = 0,1 mol/L et Ka = 1,8 × 10⁻⁵ : [H⁺] = √(Ka × C) = √(1,8 × 10⁻⁶) ≈ 1,34 × 10⁻³ mol/L → pH ≈ 2,87. Utiliser directement pH = −log(0,1) = 1 serait faux et surestimerait l'acidité.
Erreur 3 — Confondre pH et pOH pour une base. Pour NaOH à 0,1 mol/L, certains calculent pH = −log(0,1) = 1. Or 0,1 mol/L de NaOH donne [OH⁻] = 0,1, donc pOH = 1, et pH = 14 − 1 = 13. Le pH 1 correspond à un acide fort de même concentration — erreur d'un facteur 10¹² sur la concentration en H⁺.
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Questions fréquentes
Quelle est la formule du pH ?
pH = −log₁₀([H⁺]) où [H⁺] est la concentration molaire en ions hydronium en mol/L. Inversement, [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ. Exemple : solution avec [H⁺] = 10⁻³ mol/L → pH = 3 (acide). Une diminution d'une unité de pH multiplie [H⁺] par 10.
Comment calculer le pH d'un acide fort ?
Un acide fort (HCl, H₂SO₄, HNO₃) se dissocie totalement. Pour HCl de concentration C : [H⁺] = C, donc pH = −log(C). Pour C = 0,1 mol/L : pH = −log(0,1) = 1. Pour C = 0,001 mol/L : pH = 3. En dessous de 10⁻⁷ mol/L, l'eau contribue significativement aux ions H⁺.
Quelle est la relation pH + pOH = 14 ?
À 25°C, le produit ionique de l'eau Ke = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴. En prenant −log : pH + pOH = 14. Si pH = 4, alors pOH = 10. Si pH = 10, pOH = 4. Cette relation change légèrement avec la température (à 37°C, pH + pOH ≈ 13,84).
Quel est le pH du sang humain ?
Le pH sanguin normal est 7,35 à 7,45. C'est une zone légèrement basique. Un pH <7,35 est une acidose ; >7,45 est une alcalose. Ces déséquilibres peuvent être dangereux : en dessous de 7,0 ou au-dessus de 7,8, les enzymes sont dénaturées et les fonctions vitales perturbées. Le corps régule activement son pH via le poumon et les reins.
Pourquoi le pH ne peut-il pas être négatif ?
Le pH peut théoriquement être négatif (solutions très concentrées en acide fort). pH = −log(2) ≈ −0,3 pour HCl à 2 mol/L. En pratique, le concept de pH perd de sa validité au-delà des solutions diluées, car les ions ne se comportent plus idéalement. L'acide sulfurique concentré à 18 mol/L aurait un pH théorique de ≈−1,3.
Comment calculer le pH d'un acide faible avec sa constante Ka ?
Pour un acide faible de concentration C et de constante d'acidité Ka : [H⁺] ≈ √(Ka × C) (approximation valable si Ka ≪ C). Exemple : acide acétique CH₃COOH, C = 0,1 mol/L, Ka = 1,8 × 10⁻⁵ → [H⁺] = √(1,8 × 10⁻⁶) = 1,34 × 10⁻³ mol/L → pH = 2,87. La formule acide fort (pH = −log C = 1) serait très fausse ici.
Comment l'effet de dilution affecte-t-il le pH ?
Diluer par 10 augmente le pH de 1 unité (pour un acide fort). Diluer par 100 augmente le pH de 2 unités. Limite : en diluant suffisamment, le pH ne peut pas dépasser 7 (eau pure) pour un acide. Exemple : HCl dilué de 10⁻⁶ à 10⁻⁸ mol/L — la contribution de l'eau (Ke) doit être prise en compte, et le pH n'atteint pas 8.
Comment mesurer le pH en pratique sans pH-mètre ?
Méthodes disponibles : (1) Bandelettes pH (précision ±1 unité) — colorimétrique, rapide. (2) pH-mètre électronique (précision ±0,01) — étalonnage avec tampons pH 4 et 7 requis. (3) Indicateurs colorés (tournesol, phénolphtaléine) — virage à des pH précis. Le pH-mètre est la méthode de référence en chimie analytique et en contrôle de l'eau potable.
