Fiche 16 • pH d’une solution contenant un monoacide fort
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En pratique, on peut négliger la présence des anions hydroxyde tant qu’ils sont au moins inférieurs d’un facteur 10 aux ions oxonium.
[HO – ] <
[H 3 O + ]
On peut donc déterminer un pH « limite » au-delà duquel le raisonnement n’est plus valable.
[HO – ] ¥ [H 3 O + ] <
[H 3 O + ] ¥ [H 3 O + ]
¤ Ke <
[H 3 O + ] 2
¤
< [H 3 O + ]
¤ pH < 6,5
3. EN PRATIQUE…
On considère une solution d’acide chlorhydrique (H + , Cl – ) qui est un acide fort, et dont la
concentration apportée en solution est égale à C a = 10 –2 mol.L –1
HCl + H 2 O Æ H 3 O + + Cl –
À l’équilibre :
[H 3 O + ] = C a = 10 –2 mol.L –1
Le pH de la solution vaut :
pH = – log[H 3 O + ] = – log(C a ) = – log(10 –2 ) = 2
Comme vu précédemment, la formule utilisée n’est pas valable pour tous les domaines de
concentration.
Vérifions que le raisonnement est valable en comparant les quantités d’ions hydroxyde et
oxonium.
[H 3 O + ] = 0,1 ¥ 10 –2 = 10 –3 >> [HO – ] =
=
= 10 –12 mol.L –1
Aussi, la valeur calculée du pH est bien inférieure à 6,5.
Si le résultat de notre calcul mène à une valeur de pH supérieure à 6,5, cela signifie
que l’on ne peut pas utiliser la formule établie. Il est alors indispensable de tenir
compte des ions apportés par la réaction d’autoprotolyse de l’eau.
1
10
----- -
1
10
----- -
1
10
----- -
10.Ke
1
10
----- -
K e
H 3 O
+
[
]
-----------------10 –14
10 –2
----------- -
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