Comment calculer le pourcentage d'ionisation compte tenu du pH

Le pH d'une solution est une mesure des ions hydrogène, ou protons, présents dans cette solution. Parce que les acides sont des donneurs de protons, en termes courants, on peut dire qu'une solution contenant un « acide fort » (c'est-à-dire un acide avec une forte propension à donner ses protons) est « plus acide ». UNE solution constituée d'une certaine concentration de l'acide puissant HCl, l'acide chlorhydrique, sera "plus acide" qu'une solution contenant une concentration similaire d'acide acétique, ou simple le vinaigre. En termes chimiques, c'est parce que le pH de l'acide chlorhydrique est plus bas.

Vous pouvez écrire schématiquement un acide non dissocié comme HA, ou vous pouvez écrire ses constituants en solution comme H+ (le proton) et A- (le conjugué de l'acide). Par exemple, l'acide formique (présent dans le venin de fourmi) est HCOOH, mais ses composants sont H+ et COOH-. Il est important de noter que lorsque cet acide relativement faible se dissout en solution, les trois molécules existent dans des proportions variables. La mesure dans laquelle un acide dégage des protons est la mesure dans laquelle il est ionisé, et cela est fonction d'une propriété de l'acide connue sous le nom de son K

Vous pouvez calculer le pourcentage d'ionisation d'un acide compte tenu de son pH de la manière suivante :

Le pH est défini comme -log [H+], où [H+] est la concentration de protons en solution en moles par litre, c'est-à-dire sa molarité.

Si, par exemple, vous avez une solution 0,1 M d'acide formique avec un pH de 2,5, vous pouvez substituer cette valeur dans l'équation du pH :

2.5 = -log [H+]

[H+] = 1 10^2.5 = 0,00316 M = 3,16 × 10^-3 mol/L = 3,16 mmol/L

Pour les acides plus forts, vous aurez besoin du K_une de l'acide pour résoudre l'équation :

K_une = [H+][A-] ÷ ([HA] - [H+])

Comme indiqué, vous pouvez rechercher le K_une valeurs d'un certain nombre d'acides communs au lieu de les calculer explicitement vous-même.

Mais pour les acides faibles, qui présentent une majorité de ces problèmes, [H+] = [A-], et ([HA] - [H+]) est très proche de [HA]. Par conséquent, vous utilisez simplement la molarité de la solution fournie pour [HA], qui dans ce cas est de 0,10.

C'est [H+]/[HA] × 100, ou pour cette solution d'acide formique,

(0.00316 ÷ 0.10) × 100

= 3.16 %