Qu'est-ce que le calculateur de pH d'un acide fort ?
Cet outil détermine le pH d'une solution d'acide fort, c'est-à-dire un acide qui se dissocie totalement dans l'eau. Les acides forts comme HCl, HNO₃ ou H₂SO₄ libèrent l'intégralité de leurs protons acides : la concentration en ions hydrogène est donc égale à la concentration de l'acide multipliée par le nombre de protons acides présents dans chaque molécule.
Comment l'utiliser
Indiquez la concentration molaire de l'acide en mol/L, puis le nombre de protons acides (\(n_H\)) : 1 pour les acides monoprotiques tels que HCl, 2 pour les acides diprotiques comme H₂SO₄. Le calculateur affiche aussitôt le pH, la concentration en ions hydrogène [H⁺] et le pOH.
La formule expliquée
Pour un acide fort, \([\text{H}^+] = C \times n_H\), car la dissociation est totale. Le pH correspond à l'opposé du logarithme décimal de cette concentration :
$$\text{pH} = -\log_{10}\left(C \times n_H\right)$$Le pOH se déduit ensuite de la relation d'autoprotolyse de l'eau, \(\text{pH} + \text{pOH} = 14\) à 25 °C.
Exemple concret
Pour HCl à 0,01 mol/L (\(n_H = 1\)) : \([\text{H}^+] = 0{,}01\) mol/L,
$$\text{pH} = -\log_{10}(0{,}01) = 2$$et \(\text{pOH} = 14 - 2 = 12\). Pour H₂SO₄ à 0,01 mol/L considéré comme entièrement diprotique (\(n_H = 2\)) : \([\text{H}^+] = 0{,}02\) mol/L,
$$\text{pH} = -\log_{10}(0{,}02) \approx 1{,}70$$FAQ
Cet outil convient-il aux acides faibles ? Non. Les acides faibles ne se dissocient que partiellement et nécessitent leur constante d'acidité (Ka). Ce calculateur suppose une dissociation totale.
L'approximation polyprotique est-elle exacte ? Considérer que chaque proton est totalement libéré reste une idéalisation : la seconde dissociation de H₂SO₄ n'est pas réellement complète, si bien que le pH réel peut être légèrement plus élevé.
Pourquoi le pH peut-il être négatif ? Les acides très concentrés (\(C \times n_H > 1\)) donnent un pH négatif, ce qui est mathématiquement valable, même si les effets d'activité deviennent significatifs à forte concentration.
