pH et relations
pH et relations
pH et relations
I. Rappels
Une solution est acide s’il y a plus d’ions $H_3O^+$ que d’ions $HO^-$ et basique s’il y a plus d’ions $HO^-$ que d’ions $H_3O^+$.
On peut mesurer le pH soit avec du papier pH qui a une précision très limitée, soit avec un pHmètre, beaucoup plus précis.
Le pH ou potentiel hydrogène est une grandeur dépendant de la concentration en ion oxonium $H_3O^+$ dans la solution.
On peut écrire ainsi :
$pH = -log( \dfrac{[H_3O^+]}{C^0})$ ou $[H_3O^+] = 10^{(- pH)} \times C^0$
Avec $[H_3O^+]$ la concentration en $H_3O^+$ en $mol.L^{-1}$ et $C^0$ la concentration standard à $1 \ mol.L^{-1}$.
Remarque : le pH est sans unité.
Rappel sur la fonction logarithme : $log (10^{a}) = a.$
On rappelle également que $log (a+b) = log(a) \times log(b)$ et que $log (1) = 0.$
Plus la concentration en $H_3O^+$ est importante et plus le pH est faible (signe négatif dans la formule du pH).
De même, plus le pH est élevé (solution basique), plus la concentration en $H_3O^+$ est faible.
II. Exemples
On a une concentration en $H_3O^+$ telle que $[H_3O^+] = 0,01 \ mol.L^{-1}.$ Déterminer le pH.
Ainsi : $pH = – log( \dfrac{[H_3O^+]}{C^0}) = – log(\dfrac{0,01}{1}) = – log(\dfrac{10^{-2}}{1}) = – (-2) = 2$
Remarque : le pH est toujours positif.
On a une solution à pH = 4, déterminer la concentration en $[H_3O^+]$.
On a ainsi $[H_3O^+] = 10^{(- pH)}\times C^0 = 10^{-4} \times 1 = 0,0001 \ mol.L^{-1}$.