Introduction aux notions d'autoprotolyse de l'eau, de couples acide/base et au calcul du pH de solutions aqueuses. Le niveau est celui d'un enseignement secondaire

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