Physique Chimie

1. pH d'une solution aqueuse d'acide fort

Avec un acide fort (représenté ici par AH), la dissociation est totale :

AH + H₂O A^- + H₃O⁺

La solution contient également des espèces chimiques dues à l'autoprolyse de l'eau :

2H₂O HO^- + H₃O⁺

Si C₀ est la concentration d'acide versé (C₀ = [AH]), nous aurons donc après la dissociation C₀ = [A^-].
Ecrivons l'équation d'électroneutralité :

[H₃O⁺] = [A^-] + [HO^-]     que nous pouvons encore écrire     [H₃O⁺] = Co + [HO^-]

L'équation du produit ionique de l'eau est :

Ke = [HO^-][H₃O⁺]     soit encore     [HO^-] = Ke / [H₃O⁺]

Reportons la valeur de [HO^-] dans l'équation d'électroneutralité

[H₃O⁺] = C₀ + Ke / [H₃O⁺]

Multiplions chaque membre par [H₃O⁺]. On obtient alors une équation du second ordre :

[H₃O⁺]² - C₀ x [H₃O⁺] - Ke = 0

2. Simplification de l'équation

Si la solution est suffisament acide (pH < 6,5), et que l'acide n'est pas trop dilué ([H₃O⁺] ≥ 3,2 x 10^-7 mol.L^-1),
c'est à dire si [HO^-] < [H₃O⁺] / 10,
les ions hydroxydes deviendront quantité négligeable et par conséquent l'équation d'électroneutralité s'écrira :

[H₃O⁺] ≈ [A^-]     soit encore     [H₃O⁺] ≈ C₀

Il vient immédiatement le pH de la solution :

pH = -log[H₃O⁺] ≈ -log(C₀)