Calculatrice du pH d'un Acide Faible
pH d'une solution d'acide faible comme l'acide acétique, citrique ou formique à partir de son pKa et de sa concentration, résolu exactement plutôt que par le raccourci habituel.
Résultats
La ligne en pointillé marque la valeur que vous avez saisie.
Ce que fait cet outil
Un acide faible ne cède qu'une partie de ses ions hydrogène : son pH dépend donc du pKa et de la concentration. Résoudre exactement l'équilibre demande une équation du second degré, d'où le raccourci ½(pKa − log C) des manuels ; il convient tant que moins de 5 % environ de l'acide se dissocie et s'écarte pour les solutions diluées ou les acides plus forts — les deux valeurs sont affichées pour voir l'écart. Diluer un acide faible le fait se dissocier davantage, comme le montre le graphique. Les ions de l'eau sont ignorés : les solutions très diluées (sous 10⁻⁶ mol/L environ) ne sont pas fiables.
Formule
Ka = x² ÷ (C − x) ⇒ [H⁺] = (−Ka + √(Ka² + 4 Ka C)) ÷ 2 · pH = −log₁₀[H⁺]
Variables
| Symbole | Signification | Unité |
|---|---|---|
pk | pKa de l'acide | — |
c | Concentration de l'acide faible | mol/L |
PH | pH | — |
H | Concentration en ions hydrogène [H⁺] | mol/L |
DS | Part des molécules dissociées | % |
AP | pH par le raccourci habituel ½(pKa − log C) | — |
KA | Constante de dissociation Ka | — |
Exemple résolu
- pKa de l'acide4,76
- Concentration de l'acide faible0,1 mol/L
- pH2,883
- Concentration en ions hydrogène [H⁺]0,0013096 mol/L
- Part des molécules dissociées1,310 %
- pH par le raccourci habituel ½(pKa − log C)2,880
- Constante de dissociation Ka0,000017378
Limites
- La formule suppose des conditions idéales : pas de frottement, pas de résistance de l'air et pas de pertes de rendement sauf si vous les saisissez.
- Les valeurs par défaut sont des références typiques, pas des mesures de votre situation. Remplacez-les par vos propres données dès que possible.