Force des acides et des bases

pH d’un acide fort

$\text{pH} = -\log\frac{C}{c^\circ}$

C : concentration apportée en mol·L⁻¹. Valable UNIQUEMENT si la réaction avec l’eau est totale — jamais pour un acide faible.

K_A du couple AH/A⁻

$K_A = \frac{[\text{A}^-]\,[\text{H}_3\text{O}^+]}{[\text{AH}]\, c^\circ} \qquad \text{p}K_A = -\log K_A$

Constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau. Sans unité, ne dépend que de T. Plus KA est grand (pKA petit), plus l’acide est fort.

Produit ionique de l’eau

$K_e = \frac{[\text{H}_3\text{O}^+]\,[\text{HO}^-]}{(c^\circ)^2} = 1{,}0 \times 10^{-14} \;\text{à 25 °C}$

Autoprotolyse : 2 H₂O = H₃O⁺ + HO⁻. pKe = 14. Valable dans TOUTE solution aqueuse : connaître [H₃O⁺], c’est connaître [HO⁻].

Relation de Henderson

$\text{pH} = \text{p}K_A + \log\frac{[\text{A}^-]}{[\text{AH}]}$

Elle relie le pH à la composition du mélange. À pH = pKA, [A⁻] = [AH] : c’est la lecture de la demi-équivalence d’un titrage.