À quoi sert ce calculateur
Cet outil estime le pH d'une solution diluée d'un acide faible monoprotique à partir de deux données : la constante d'acidité (Ka) et la concentration initiale (analytique) de l'acide, notée C, exprimée en moles par litre. Il s'appuie sur l'approximation classique des acides faibles, qui fournit une réponse rapide et fiable en contexte scolaire, sans avoir à résoudre une équation du second degré complète.
Comment l'utiliser
Saisissez le Ka de votre acide (par exemple, l'acide acétique possède un Ka ≈ \(1{,}8 \times 10^{-5}\)) ainsi que la concentration initiale en mol/L. Le calculateur affiche la concentration en ions hydrogène \([\text{H}^+]\), le pH, puis le pOH correspondant (\(\text{pOH} = 14 - \text{pH}\) à 25 °C). N'hésitez pas à utiliser la notation scientifique : la plupart des navigateurs acceptent des valeurs comme 1.8e-5.
La formule expliquée
Pour un acide faible HA qui se dissocie selon \(\text{HA} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{A}^-\), l'expression de l'équilibre s'écrit \(\text{Ka} = \frac{[\text{H}^+][\text{A}^-]}{[\text{HA}]}\). Lorsque la dissociation est faible (\(x \ll C\)), on a \([\text{H}^+] = [\text{A}^-] = x\) et \([\text{HA}] \approx C\), d'où \(\text{Ka} \approx \frac{x^2}{C}\). En isolant \(x\), on obtient \([\text{H}^+] = \sqrt{\text{Ka} \cdot C}\), et $$\text{pH} = -\log_{10}\sqrt{\text{Ka} \cdot C}.$$ Cette approximation reste fiable tant que l'acide est réellement faible et la solution pas trop diluée (en gros, lorsque \(C/\text{Ka} > 100\)).
Exemple résolu
Prenons de l'acide acétique à 0,1 mol/L avec \(\text{Ka} = 1{,}8 \times 10^{-5}\). On obtient alors $$[\text{H}^+] = \sqrt{1{,}8\times10^{-5} \times 0{,}1} = \sqrt{1{,}8\times10^{-6}} \approx 1{,}342 \times 10^{-3}\ \text{mol/L}.$$ Le pH vaut $$\text{pH} = -\log_{10}(1{,}342\times10^{-3}) \approx 2{,}87,$$ une valeur typique pour de l'acide acétique dilué.
FAQ
Quand cette approximation devient-elle fausse ? Pour les acides très dilués ou relativement forts, lorsque \(x\) n'est plus négligeable devant \(C\), il vaut mieux résoudre l'équation du second degré complète.
La température a-t-elle une importance ? La relation \(\text{pOH} = 14 - \text{pH}\) suppose une température de 25 °C, à laquelle le produit ionique de l'eau vaut \(\text{Kw} = 1{,}0 \times 10^{-14}\).
Puis-je partir du pKa ? Convertissez-le d'abord à l'aide de la formule \(\text{Ka} = 10^{-\text{pKa}}\), puis saisissez cette valeur de Ka ici.
