Le document traite de l'autoprotolyse de l'eau, expliquant les notions de concentrations en ions H3O+ et OH-, ainsi que la constante d'équilibre Kw. Il aborde également les couples acide/base, les réactions acido-basiques, et la mesure du pH en fonction des concentrations d'ions. Enfin, il souligne l'importance de la température sur la constante Kw et les implications sur les pH des solutions.

1. L’autoprotolyse de l’eau
La faible conductivité résiduelle de l’eau ultra-pure (0,055 µS/cm à 25 °C) s’interprète par la présence
d’une faible concentration en ions issus d’interactions entre molécules d’eau selon :
1
𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 ⇌ 𝑯 𝟑 𝑶+ 𝒂𝒒 + 𝑶𝑯− 𝒂𝒒

2. 2
L’autoprotolyse de l’eau
Les mesures ont donné : 𝑯 𝟑 𝑶+ = 𝟏𝟎−𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑳 à 𝟐𝟓 °𝑪
𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 + 𝑯 𝟐 𝑶 𝒍 ⇌ 𝑯 𝟑 𝑶+ 𝒂𝒒 + 𝑶𝑯− 𝒂𝒒
H+
H+
𝑶𝑯− = 𝟏𝟎−𝟕 𝒎𝒐𝒍 𝑳 à 𝟐𝟓 °𝑪Electroneutralité
Le produit des deux concentrations à la forme d’une constante d’équilibre pour
la réaction d’autoprotolyse de l’eau ; c’est la définition de Kw qui sera toujours
respectée pour les solutions aqueuses.
𝑲 𝒘 = 𝑯 𝟑 𝑶+ . 𝑶𝑯− = 𝟏𝟎−𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝟐 𝑳 𝟐 à 𝟐𝟓 °𝑪

3. 3
Si, pour une quelconque raison, la concentration en H3O+(aq) augmente par rapport à 10-7 M,
la concentration en OH-(aq) doit diminuer afin de respecter la condition d’équilibre du Kw.
Dans ces conditions, le milieu est qualifié d’acide.
L’autoprotolyse de l’eau
𝑲 𝒘 = 𝑯 𝟑 𝑶+ . 𝑶𝑯− = 𝟏𝟎−𝟏𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝟐 𝑳 𝟐 à 𝟐𝟓 °𝑪
Si, pour une quelconque raison, la concentration en OH-(aq) augmente par rapport à 10-7 M,
la concentration en H3O+(aq) doit diminuer afin de respecter la condition d’équilibre du Kw.
Dans ces conditions, le milieu est qualifié de basique.

4. 4
L’autoprotolyse de l’eau
Compléter le tableau suivant pour une solution aqueuse.
[H3O+] / mol L-1 10-5 4.10-9
[OH-] / mol L-1 10-5 5.10-10
Milieu neutre acideacide
10-9
basique
10-9
basique
2,5.10-6
acide
2.10-5 10-7
10-7
10-1 ?
10-13 ?
T 0 °C 25 °C 50 °C 75 °C 100 °C
Kw 0,112.10-14 1,023.10-14 5,495.10-14 19,95.10-14 56,23.10-14
La constante Kw dépend significativement de la température :
La réaction d’autoprotolyse de l’eau est-
elle endothermique ou exothermique ?
Combien d’ions [H3O+] peut-on dénombrer dans un litre d’eau (masse  1 kg) à 25 °C ?
A quel pourcentage du total des particules cela correspond-il ?
endothermique
Avec une concentration molaire de 10-7 mol/L, il y a 10-7.6.1023 = 6.1016 ions par litre d’eau.
1 kg d’eau correspond à 1000/18 = 55,6 moles d’eau soit 55,6.6.1023 = 3,3.1025 molécules.
Pourcentage : 100.6.1016/3,3.1025 ≈ 0,0000002 % ce qui correspond à environ 1 ion pour 600 millions de molécules.

5. 5
Couple acide/base
Un acide est une substance qui, par dissolution dans l’eau, en augmente la concentration en ions H3O+.
Une base est une substance qui, par dissolution dans l’eau, en augmente la concentration en ions OH-.
Le mécanisme d’action sur l’eau d’un acide procède souvent par un transfert de proton ; il se transforme
ainsi en une particule capable de capter un proton, c’est la base conjuguée à l’acide. L’ensemble de ces
deux particules forme un couple acide/base. Un bilan symétrique prévaut pour la base.
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂 𝑙 ⇌ 𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑎𝑞 + 𝐻3 𝑂+(𝑎𝑞)
H+ H+
𝐵𝑎𝑠𝑒 𝑎𝑞 + 𝐻2 𝑂 𝑙 ⇌ 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒 𝑎𝑞 + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
H+ H+
HF(aq) + H2O(l) ⇌ F-(aq) + H3O+(aq) F-(aq) + H2O(l) ⇌ HF(aq) + OH-(aq) couple HF/F-
NH4
+(aq) + H2O(l) ⇌ NH3(aq) + H3O+(aq) NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4
+(aq) + OH-(aq) couple NH4
+/NH3
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ CO3
2-(aq) + H3O+(aq) CO3
2-(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3
-(aq) + OH-(aq) couple HCO3
-/CO3
2-

6. 6
Couple acide/base
Certains acides agissent sur l’eau non pas en donnant un proton mais en capturant un ion OH- :
𝐵(𝑂𝐻)3 + 2 𝐻2 𝑂 𝑙 → 𝐵 𝑂𝐻 4
−
𝑎𝑞 + 𝐻3 𝑂+ 𝑎𝑞 𝐾 𝑎 =
𝐵(𝑂𝐻)4
−
. 𝐻3 𝑂+
𝐵(𝑂𝐻)3
= 5,37.10−10 (𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒 𝑓𝑎𝑖𝑏𝑙𝑒)
𝑁𝑎+ 𝑎𝑞 + 2 𝐻2 𝑂 𝑙 → 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞 + 𝐻3 𝑂+ 𝑎𝑞 𝐾 𝑎 =
𝑁𝑎𝑂𝐻 . 𝐻3 𝑂+
𝑁𝑎+
≈ 1,6.10−15 (𝑎𝑐𝑖𝑑𝑒 𝑠𝑝𝑒𝑐𝑡𝑎𝑡𝑒𝑢𝑟)
De même, certaines bases agissent sur l’eau en libérant un ion OH-, généralement par simple dissociation :
𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑎𝑞 → 𝑁𝑎+
(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−
𝑎𝑞 𝐾𝑏 =
𝑁𝑎+ . 𝑂𝐻−
𝑁𝑎𝑂𝐻
=
𝐾 𝑤
𝐾 𝑎
≈ 6 (𝑏𝑎𝑠𝑒 𝑓𝑜𝑟𝑡𝑒)
Un acide est une substance qui, par dissolution dans l’eau, en augmente la
concentration en ions H3O+ soit en donnant un proton, soit en capturant un ion OH-.
Une base est une substance qui, par dissolution dans l’eau, en augmente la
concentration en ions OH- soit en capturant un proton, soit en libérant un ion OH-.

7. 7
Couple acide/base
Certaines particules agissent comme acide dans un couple et comme base dans un autre couple.
Ce sont des ampholytes.
H2CO3(aq) + H2O(l) ⇌ HCO3
-(aq) + H3O+(aq) couple H2CO3/HCO3
-
HCO3
-(aq) + H2O(l) ⇌ CO3
2-(aq) + H3O+(aq) couple HCO3
-/CO3
2-
H2SO4(aq) + H2O(l) ⇌ HSO4
-(aq) + H3O+(aq) couple H2SO4/HSO4
-
HSO4
-(aq) + H2O(l) ⇌ SO4
2-(aq) + H3O+(aq) couple HSO4
-/SO4
2-
H3PO4(aq) + H2O(l) ⇌ H2PO4
-(aq) + H3O+(aq) couple H3PO4 /H2PO4
-
H2PO4
-(aq) + H2O(l) ⇌ HPO4
2-(aq) + H3O+(aq) couple H2PO4
- /HPO4
2-
HPO4
2-(aq) + H2O(l) ⇌ PO4
3-(aq) + H3O+(aq) couple HPO4
2- /PO4
3-
H3O+(aq) + H2O(l) ⇌ H2O(l) + H3O+(aq) couple H3O+/H2O
H2O(l) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + H3O+(aq) couple H2O /OH-

8. 8
Force d’un acide et de sa base conjuguée
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐵𝑎𝑠𝑒(𝑎𝑞) + 𝐻3 𝑂+(𝑎𝑞) 𝐾𝑎 =
𝐵𝑎𝑠𝑒 . 𝐻3 𝑂+
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒
H+ H+
𝐵𝑎𝑠𝑒(𝑎𝑞) + 𝐻2 𝑂(𝑙) ⇌ 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−
(𝑎𝑞) 𝐾𝑏 =
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒 . 𝑂𝐻−
𝐵𝑎𝑠𝑒
H+
H+
𝐾 𝑎 ∙ 𝐾𝑏 =
𝐵𝑎𝑠𝑒 . 𝐻3 𝑂+
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒
∙
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒 . 𝑂𝐻−
𝐵𝑎𝑠𝑒
= 𝐻3 𝑂+ . 𝑂𝐻− = 𝐾 𝑤
Il a été convenu que la force d’un acide sera mesurée par la constante d’équilibre associée à sa réaction avec l’eau.
Il a été convenu que la force d’une base sera mesurée par la constante d’équilibre associée à sa réaction avec l’eau.
Si l’acide et la base appartiennent au même couple :

9. 9
Force d’un acide et de sa base conjuguée
𝑲 𝒂 ∙ 𝑲 𝒃 = 𝑲 𝒘
Plus un acide est fort (= plus son Ka est grand), plus sa
base conjuguée est faible (= plus son Kb est petit) afin
de garder un produit Ka.Kb constant (10-14 à 25 °C).
Acide Couple Ka
Acide acétique CH3COOH/CH3COO- 1,75.10-5
Acide carbonique (1) H2CO3/HCO3
- 4,45.10-7
Acide carbonique (2) HCO3
-/CO3
2- 4,69.10-11
Acide chlorhydrique HCl/Cl- > 104
Acide cyanhydrique HCN/CN- 6,2.10-10
Acide fluorhydrique HF/F- 6,8.10-4
Acide nitreux HNO2/NO2
- 7,1.10-4
Acide nitrique HNO3/NO3
- > 103
Acide sulfureux (1) H2SO3/HSO3
- 1,23.10-2
Acide sulfureux (2) HSO3
-/SO3
2- 6,6.10-8
Acide sulfurique (1) H2SO4/HSO4
- > 103
Acide sulfurique (2) H2SO4/HSO4
- 1,02.10-2
Sulfure d’hydrogène (1) H2S/HS- 9,6.10-8
Sulfure d’hydrogène (2) HS-/S2- 1,3.10-14
Ion ammonium NH4
+/NH3 5,70.10-10
Quel est l’acide le plus fort de la liste ci-contre ?
Quelle est la base la plus forte de la liste ci-contre ?
HF est-il plus fort que NH4
+ ?
NO2
- est-elle plus forte que NO3
- ?
HSO3
- est-il plus fort que H2SO3 ?
A l’examen du tableau ci-contre, il apparaît que
l’ampholyte formé après le départ d’un premier
proton est toujours un acide plus faible que
l’acide non déprotoné (= la deuxième acidité est
toujours plus faible que la première).
Proposer une explication.

10. 10
Classification des acides et des bases
Tout comme l’eau sert de référence à la mesure de la force des acides et des
bases, les deux couples associés à l’eau servent à classer les acides et les bases.
H3O+(aq) + H2O(l) ⇌ H2O(l) + H3O+(aq) couple H3O+/H2O Ka = [H3O+]/[H3O+] = 1,00
H2O(l) + H2O(l) ⇌ OH-(aq) + H3O+(aq) couple H2O /OH- Ka = [H3O+].[OH-] = 10-14
HCl/Cl-Na+/NaOH
Les acides et bases forts sont (quasi) totalement dissociés.

11. 11
Les réactions acido-basiques
Deux couples acide/base (autres que l’eau) sont mis en jeu.
L’objectif est de déterminer la constante d’équilibre (Kc) de ces réactions.
Ka1 = [Base1].[H3O+]/[Acide1]
Ka2 = [Base2].[H3O+]/[Acide2]Acide1(aq) + Base2(aq) ⇌ Base1(aq) + Acide2(aq)
H+ H+
𝐾𝑐 =
𝐵𝑎𝑠𝑒1 . 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒2
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒1 . 𝐵𝑎𝑠𝑒2
=
𝐵𝑎𝑠𝑒1 . 𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒2
𝐴𝑐𝑖𝑑𝑒1 . 𝐵𝑎𝑠𝑒2
∙
𝐻3 𝑂+
𝐻3 𝑂+
=
𝐾 𝑎1
𝐾 𝑎2
Les constantes d’acidité permettent de calculer les
constantes d’équilibre des réactions acido-basiques.
Attention de ne pas confondre le numérateur et le dénominateur !

12. 12
Les réactions acido-basiques
Calculer la constante d’acidité de la réaction de HCN avec NH3.
Ka(HCN/CN-) = 6,2.10-10 Ka(NH4
+/NH3) = 5,7.10-10 (un acide faible + une base faible)
𝐾𝑐 =
𝐾 𝑎( 𝐻𝐶𝑁 𝐶𝑁−
)
𝐾 𝑎( 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3)
=
6,2.10−10
5,7.10−10 = 1,09HCN(aq) + NH3(aq) ⇌ CN-(aq) + NH4
+(aq) (réaction équilibrée)
Calculer la constante d’acidité de la réaction de HCl avec NH3.
Ka(HCl/Cl-) ≈ 104 Ka(NH4
+/NH3) = 5,7,10-10 (un acide fort + une base faible)
𝐾𝑐 =
𝐾 𝑎( 𝐻𝐶𝑙 𝐶𝑙−)
𝐾 𝑎( 𝑁𝐻4
+
𝑁𝐻3)
=
104
5,7.10−10
= 2.1013HCl(aq) + NH3(aq) ⇌ Cl-(aq) + NH4
+(aq) (réaction complète)
Calculer la constante d’acidité de la réaction de HCN avec NaOH.
Ka(HCN/ CN-) = 6,2.10-10 Ka(Na+/NaOH) ≈ 1,6.10-15 (un acide faible + une base forte)
𝐾𝑐 =
𝐾 𝑎( 𝐻𝐶𝑁 𝐶𝑁−
)
𝐾 𝑎( 𝑁𝑎+ 𝑁𝑎𝑂𝐻)
=
6,2.10−10
1,6.10−15 = 4.105HCN(aq) + NaOH(aq) ⇌ CN-(aq) + Na+(aq) (réaction complète)
Il suffit qu’un des couples soit fort pour pouvoir considérer la réaction comme complète.

13. 13
Le pH des solutions aqueuses
Comme les concentrations en ions H3O+(aq) et OH-(aq) rencontrées en pratique
sont petites, comprises entre 1 mol/L et 10-14 mol/L, il est usuel de travailler avec
le logarithme décimal (changé de signe) de ces concentrations.
pH = - log [H3O+]
L’opérateur : – log(grandeur) = p(grandeur) a été généralisé.
pOH = - log [OH-] pour l’eau pure à 25 °C , [H3O+] = [OH-] = 10-7 → pH = pOH = 7
pKa = - log Ka pKb = - log Kb pNa = - log [Na+] …

14. 14
Le pH des solutions aqueuses
T 0 °C 25 °C 50 °C 75 °C 100 °C
Kw 0,112.10-14 1,023.10-14 5,495.10-14 19,95.10-14 56,23.10-14
La constante Kw dépend significativement de la température :
Quel est le pH de neutralité
pour chaque température ?
pH 7,5 7,0 6,6 6,4 6,1
Quel est le pH d’une solution aqueuse dans laquelle les ions OH- sont deux fois plus nombreux que les ions H3O+ ?
[H3O+].[OH-] = 10-14 = [H3O+].2.[H3O+] = 2.[H3O+]2 → [H3O+] = 7,07.10-8 M pH = 7,15
Quelle est la concentration en ions H3O+ d’une solution aqueuse de pH 2,7 ?
[H3O+] = 10-pH = 10-2,7 = 2,0.10-3 mol/L
Quelle est la concentration en ions OH- d’une solution aqueuse de pH 8,25 ?
pOH = 14 – 8,25 = 5,75 → [OH-] = 10-pOH = 10-5,75 = 1,78.10-6 mol/L
𝑯 𝟑 𝑶+ . 𝑶𝑯− = 𝟏𝟎−𝟏𝟒 → 𝒑𝑯 + 𝒑𝑶𝑯 = 𝟏𝟒

15. 15
Le pH des solutions aqueuses – solutions d’acide fort
• L’acide fort réagit (quasi) totalement selon :
A(aq) + H2O(l) → B(aq) + H3O+(aq) (Ka  ∞)
A l’équilibre [A]  0 mol/L et le tableau de bilan de matière s’établit facilement :
[A] [B] [H3O+] [OH-]
Avant réaction : t0 CA 0 10-7 10-7
A l’équilibre : ⇌ 0 CA 10-7 + CA 10-14/[H3O+]
• Initialement, l’eau est à l’équilibre de dissociation :
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L Kw = 10-14 mol2/L2
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) V
• On ajoute nA moles de l’acide (A) dans un volume V d’eau → CA = nA/V
nA
𝑯 𝟑 𝑶+
= 𝑪 𝑨 + 𝟏𝟎−𝟕
→ 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑯 𝟑 𝑶+
la contribution de
l’eau est négligée !

16. 16
Le pH des solutions aqueuses – solutions de base forte
• La base forte réagit (quasi) totalement selon :
B(aq) + H2O(l) → A(aq) + OH-(aq) (Kb  ∞)
A l’équilibre [B]  0 mol/L et le tableau de bilan de matière s’établit facilement :
[A] [B] [H3O+] [OH-]
Avant réaction : t0 0 CB 10-7 10-7
A l’équilibre : ⇌ CB 0 10-14/[OH-] 10-7 + CB
• Initialement, l’eau est à l’équilibre de dissociation :
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L Kw = 10-14 mol2/L2
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) V
• On ajoute nB moles de la base (B) dans un volume V d’eau → CB = nB/V
nB
𝑶𝑯−
= 𝑪 𝑩 + 𝟏𝟎−𝟕
→ 𝒑𝑶𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑶𝑯−
→ 𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯
la contribution de
l’eau est négligée !

17. 17
Le pH des solutions aqueuses – solutions d’acide faible
[A] [B] [H3O+] [OH-]
t0 CA 0 10-7 10-7
⇌ CA - x x 10-7 + x 10-14/[H3O+]
• Initialement, l’eau est à l’équilibre de dissociation :
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L Kw = 10-14 mol2/L2
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) V
• On ajoute nA moles de l’acide (A) dans un volume V d’eau → CA = nA/V
nA
𝑥 = 𝐻3 𝑂+ − 10−7 𝑒𝑡 𝐻3 𝑂+ = 𝐾 𝑎 ∙
𝐴
𝐵
= 𝐾 𝑎 ∙
𝐶𝐴 − 𝑥
𝑥
• L’acide faible réagit partiellement selon :
A(aq) + H2O(l) ⇌ B(aq) + H3O+(aq)
𝐾𝑎 =
𝐵 . 𝐻3 𝑂+
𝐴
𝐻3 𝑂+
= 𝐾 𝑎 ∙
𝐶𝐴 − 𝐻3 𝑂+ + 10−7
𝐻3 𝑂+ − 10−7
≈ 𝐾 𝑎 ∙
𝐶𝐴
𝐻3 𝑂+
𝑯 𝟑 𝑶+ = 𝑲 𝒂. 𝑪 𝑨 → 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑯 𝟑 𝑶+ (contribution de l’eau négligée)

18. 18
Le pH des solutions aqueuses – solutions de base faible
[A] [B] [H3O+] [OH-]
t0 0 CB 10-7 10-7
⇌ x CB - x 10-14/[OH-] 10-7 + x
• Initialement, l’eau est à l’équilibre de dissociation :
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L Kw = 10-14 mol2/L2
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) V
• On ajoute nB moles de la base (B) dans un volume V d’eau → CB = nA/V
nB
𝑥 = 𝑂𝐻− − 10−7 𝑒𝑡 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏 ∙
𝐵
𝐴
= 𝐾𝑏 ∙
𝐶 𝐵 − 𝑥
𝑥
• La base réagit partiellement selon :
B(aq) + H2O(l) ⇌ A(aq) + OH-(aq)
𝐾𝑏 =
𝐴 . 𝑂𝐻−
𝐵
𝑂𝐻−
= 𝐾𝑏 ∙
𝐶 𝐵 − 𝑂𝐻− + 10−7
𝑂𝐻− − 10−7
≈ 𝐾𝑏 ∙
𝐶 𝐵
𝑂𝐻−
𝑶𝑯−
= 𝑲 𝒃. 𝑪 𝑩 → 𝒑𝑶𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑶𝑯−
→ 𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯
(contribution de l’eau négligée)

19. 19
Le pH des solutions aqueuses – solutions d’acide faible + sa base faible conjuguée
• A réagit partiellement selon : A(aq) + H2O(l) → B(aq) + H3O+ (aq) (x)
• B réagit partiellement selon : B(aq) + H2O(l) → A(aq) + OH- (aq) (y)
[A] [B] [H3O+] [OH-]
t0 CA CB 10-7 10-7
⇌ CA – x + y CB + x - y 10-7 + x 10-7 + y
• Initialement, l’eau est à l’équilibre de dissociation :
[H3O+] = [OH-] = 10-7 mol/L Kw = 10-14 mol2/L2
H2O(l) + H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)
H2O(l) V
• On ajoute nA moles de A et nB moles de B dans un volume V d’eau
→ CA = nA/V et CB = nB/V
nA nB
x = [H3O+] - 10-7 et y = [OH-] - 10-7
𝐻3 𝑂+
= 𝐾 𝑎 ∙
𝐴
𝐵
= 𝐾 𝑎 ∙
𝐶𝐴 − 𝐻3 𝑂+ + 𝑂𝐻−
𝐶 𝐵 + 𝐻3 𝑂+ − 𝑂𝐻−
≈ 𝐾 𝑎 ∙
𝐶𝐴
𝐶 𝐵
𝑯 𝟑 𝑶+ = 𝑲 𝒂 ∙
𝑪 𝑨
𝑪 𝑩
𝒇𝒐𝒓𝒎𝒖𝒍𝒆 𝒅𝒆𝒔 𝒕𝒂𝒎𝒑𝒐𝒏𝒔 → 𝒑𝑯 = − 𝐥𝐨𝐠 𝑯 𝟑 𝑶+

20. 20
𝑺𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒅′
𝒂𝒄𝒊𝒅𝒆 𝒇𝒐𝒓𝒕 ∶ 𝑯 𝟑 𝑶+
= 𝑪 𝑨𝒄𝒊𝒅𝒆 + 𝟏𝟎−𝟕
𝒑𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑯 𝟑 𝑶+
𝑺𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒅𝒆 𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒇𝒐𝒓𝒕𝒆 ∶ 𝑶𝑯−
= 𝑪 𝑩𝒂𝒔𝒆 + 𝟏𝟎−𝟕
𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑶𝑯−
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯
𝑺𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒅′
𝒂𝒄𝒊𝒅𝒆 𝒇𝒂𝒊𝒃𝒍𝒆 ∶ 𝑯 𝟑 𝑶+
= 𝑲 𝒂. 𝑪 𝑨𝒄𝒊𝒅𝒆 𝒑𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑯 𝟑 𝑶+
𝑺𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒅𝒆 𝒃𝒂𝒔𝒆 𝒇𝒂𝒊𝒃𝒍𝒆 ∶ 𝑶𝑯−
= 𝑲 𝒃. 𝑪 𝑩𝒂𝒔𝒆 𝒑𝑶𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑶𝑯−
𝒑𝑯 = 𝟏𝟒 − 𝒑𝑶𝑯
𝑺𝒐𝒍𝒖𝒕𝒊𝒐𝒏 𝒕𝒂𝒎𝒑𝒐𝒏 ∶ 𝑯 𝟑 𝑶+ = 𝑲 𝒂 ∙
𝑪 𝑨𝒄𝒊𝒅𝒆
𝑪 𝑩𝒂𝒔𝒆
𝒑𝑯 = − 𝒍𝒐𝒈 𝑯 𝟑 𝑶+
Résumé du calcul du pH des solutions aqueuses