L'échelle de pH va de 0 à 14 et est une mesure de l'acidité ou de l'alcalinité. En classe ou en laboratoire, il y a de nombreux avantages à connaître le pH d'une substance. Le pH peut être utilisé pour déterminer ce qu'est une substance et comment elle réagira dans certaines circonstances.
Il peut également être utilisé pour déterminer la concentration en ions hydronium ou hydroxyde, ce qui peut conduire à la détermination de la concentration d'autres ions dans la solution.
Vous pouvez utiliser l'équation de pH ci-dessous pour effectuer le calcul pour résoudre les inconnues.
Les ions hydrogène (H+) dans les solutions aqueuses forment des liaisons avec les molécules d'eau pour former des ions hydronium (H3O+).
2 H2O ==> H3O+ + OH−
Équation du pH
L'équation suivante est un élément fondamental et utile de la chimie et peut être considérée en quelque sorte comme un calculateur de pH. Si vous connaissez le pH, vous pouvez résoudre la concentration en ions hydronium et inversement, vous pouvez résoudre le pH si vous connaissez la concentration en ions hydronium.
pH = − log [H3O+]
Le pH d'une solution est égal au logarithme négatif de la concentration en ions hydronium (H3O+).
Exemple 1: Trouver le pH de [H3O+].
Dans un échantillon de 1,0 L d'acide chlorhydrique (HCl) 0,1 M, la concentration en ions hydronium est de 1 × 10-1. Quel est le pH ?
pH = − log [H3O+]
pH = − log (1 × 10-1 )
pH = − ( − 1)
pH = 1
Conversion du pH
Exemple 2: Trouver [H3O+] du pH
Si le pH de la solution est de 4,3. Quelle est la concentration en ions hydronium ?
La première étape consiste à réarranger les équation:
[H3O+] = 10−pH
[H3O+] = 10−4.3 [H3O+] = 5,01 × 10-5
Exemple 3: Et si c'était une base ?
Utilisez la constante ion-produit pour l'eau (Kw).
kW = 1 × 10-14 = [H3O+] × [OH]
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
Quel est le pH d'une solution si [OH-] = 4,0 x 10-11 M?
Étape 1
[H3O+] = (1 × 10-14 ) / [OH-]
[H3O+] = ( 1 × 10-14 ) / (4,0 x 10-11 )
[H3O+] = 0,25 × 10-3
Étape 2
pH = − log [H3O+]
pH = − log (0,25 × 10-3 )
pH = - ( - 3,60)
pH = 3,60
Chiffres significatifs
Bien que les règles de détermination des chiffres significatifs soient assez rigides, les calculs de pH sont quelque peu particuliers en ce sens que seuls les nombres à la à droite de la décimale sont comptés comme des figues sig !
Constante de dissociation acide (Ka)
La constante de dissociation acide est la portion d'un acide sous forme ionisée. Les acides faibles ont un petit Kune car la majorité de l'acide reste non dissociée. L'acide carbonique est un bon exemple d'acide faible. L'équation d'équilibre est :
H2CO3 (aq) HCO3 (aq) − + H+ (aq) Kune = 4,3 x 10-7
Étant donné que l'acide carbonique est un acide diprotique, et peut donner un autre H+, la deuxième équation de dissociation est :
HCO3(aq)− CO32−(aq) + H+ (aq) Kune = 4,8 x 10-11
Les acides forts ont de grandes constantes de dissociation; ils se dissocient complètement dans l'eau. L'acide nitrique est un bon exemple d'acide fort. L'équation d'équilibre de l'acide nitrique est :
HNO3 (aq) NON2− + H+ Kune = 40
Le Kune la valeur de 40 est sensiblement plus importante que celle de l'acide carbonique, qui était de 4,3 x 10-7.