Vous avez sans doute entendu parler de l'échelle de pH, qui est utilisée pour mesurer l'acidité d'une solution (par exemple, du vinaigre ou de l'eau de Javel). Vous pensez probablement que les acides sont acidulés (par exemple, l'acide citrique est un ingrédient courant dans les bonbons acidulés) et parfois dangereux (la plupart des gens apprendre à associer le mot « acide » à « dommages cutanés potentiels » avant d'atteindre l'âge adulte, même si ce n'est qu'à partir de films hollywoodiens ou de mauvaises nouvelles rapports).
Mais qu'est-ce qu'un acide, chimiquement parlant? Et existe-t-il des propriétés individuelles de différents acides qui facilitent la détermination du pH d'une solution, tant que vous connaissez la concentration molaire de l'acide dissous dans cette solution? Ce trait de « signature » est appelé le constante de dissociation acideKune. Parfois écrit de manière informelle comme ka, vous pouvez calculer le pH d'une manière mathématiquement simple.
Acides en solution
Un acide est une molécule qui peut donner un proton (et rarement, plus d'un proton en séquence) en solution aqueuse, c'est-à-dire, lorsqu'il est dissous dans l'eau, pour devenir ionisé. Cela signifie que le proton (H
Exemple: Acide carbonique (H2CO3) donne un proton en solution aqueuse pour devenir H+ (souvent exprimé par H3O+) et bicarbonate (HCO3−).
Les acides forts tels que l'acide chlorhydrique (HCl) donnent plus "avidement" des protons que les acides faibles beaucoup plus nombreux, ce qui signifie que ils peuvent décharger des protons même dans un environnement à faible pH, c'est-à-dire déjà riche en protons et donc pas lui-même "désireux" de prendre Suite. Les acides faibles ne sont désireux de donner leurs protons que lorsque le pH ambiant est élevé, c'est-à-dire que la concentration en protons est relativement faible.
Qu'est-ce que l'échelle de pH ?
Ci-dessus, vous avez lu qu'un pH bas implique un environnement avec beaucoup de protons libérés de leurs acides parents. En l'occurrence, l'échelle de pH est une échelle logarithmique ou "log" qui, à des fins pratiques, va de 1 à 14, du plus au moins acide. L'équation du pH est :
pH = -log_{10}[H^{+}]
Ici, [H+] est la concentration molaire (c'est-à-dire le nombre de moles, ou atomes/molécules individuels, par litre de solution) de protons. Chaque multiplication par dix de la concentration de protons entraîne le pH vers le bas par une unité entière et inversement.
Exemple: Quel est le pH d'une solution de 0,025 M de protons ?
pH = −log10[0,025 mol/L] = 1,602
La constante d'ionisation acide Ka
Chaque acide a sa propre constante d'ionisation, donnée par :
K_{a} = \dfrac{[A^{−}][H_{3}O^{+}]}{[HA]}
Voici un−], [H3O+] et [HA] représentent respectivement les concentrations à l'équilibre d'acide ionisé, de protons et d'acide uni (c'est-à-dire « intact »). Kune offre ainsi une mesure de « l'enthousiasme » d'un acide pour décharger des protons et est donc sa force; plus l'acide à l'équilibre est fortement dissocié, plus le numérateur est élevé par rapport au dénominateur dans cette équation et plus le K est élevéune.
Calcul du pH à partir du pKa: l'équation d'Henderson-Hasselbach
Vous pouvez calculer le pH d'une solution compte tenu du pKa de l'acide et des concentrations ci-dessus, celui des protons donnés exclus. Calcul pKune de Kune signifie effectuer la même opération qu'avec le pH: prendre le logarithme négatif de Kune, et il y a votre réponse.
La dérivation est impliquée, mais le Équation d'Henderson-Hasselbach rapporte ces quantités de la manière suivante :
pH = pKa + log_{10}\dfrac{[A^{-}]}{[HA]}
Exemple: Le Kune d'acide acétique, le composant principal du vinaigre, est de 1,77 × 10−5. Quel est le pH d'une solution dans laquelle 1/10ème de l'acide est dissocié ?
Pour résoudre, déterminez d'abord pKa, qui est simplement −log10(1.77 × 10−5) = 4.75. Ensuite, utilisez le fait que le rapport de [A−] à [HA} = 1/10 = 0,1
pH = 4,75 + log10 (0.1) = 4.75 + (−1) = 3.75
Cela signifie qu'à un pH inférieur au pKa de l'acide acétique, moins de la moitié sera dissociée ou ionisée; à des valeurs de pH plus élevées, plus de la moitié sera ionisée. En effet, si vous définissez [A −] = [HA], vous constatez que le pKa d'un acide est simplement le pH auquel la moitié de l'acide est dissociée et la moitié est « intacte ».