Calcule le pH a partir de la concentration en H+ - modes acide fort et acide faible.
pH = −log₁₀[H+]. Le mode acide fort suppose une dissociation complète. Le mode acide faible utilise pH ≈ ½(pKa − log C), valide quand C ≫ Ka (typiquement 0.01–1 mol/L). L'échelle montre le gradient de couleur standard acide → basique.
Le pH est la quantité la plus utilisée en chimie, biologie, sciences de l'environnement et dans une douzaine de contextes industriels (traitement de l'eau, brassage, entretien des piscines, analyse des sols, conservation des aliments). Il quantifie l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse sur une échelle logarithmique de 0 à 14, où 7 est neutre. Une variation de 1 unité de pH correspond à un changement de 10× de l'activité des ions hydrogène — passer de pH 5 à pH 4 multiplie l'acidité par 10. Les gens sous-estiment constamment cela : l'eau de pluie à pH 5,6 (légèrement acide en raison du CO₂ dissous) est 100 fois plus acide que l'eau pure à pH 7, et la pluie acide à pH 4 est 1 000 fois plus acide. Ce calculateur gère les quatre points d'entrée courants : conversion avant et arrière entre le pH et [H⁺], ainsi que le pH à partir d'une concentration d'acide connue, soit en mode acide fort (dissociation complète), soit en mode acide faible (équilibre basé sur Ka).
L'équation de base : pH = −log₁₀[H⁺], où [H⁺] est l'activité des ions hydrogène en mol/L.
Mode acide fort : suppose une dissociation de 100 %. [H⁺] = C₀ (concentration). pH = −log₁₀(C₀). Exemples : HCl, HNO₃, H₂SO₄ (premier proton).
Mode acide faible (lorsque C ≫ Ka) : pH ≈ ½(pKa − log C), où pKa = −log₁₀(Ka). Cette approximation néglige le quadratique d'équilibre lorsque la fraction dissociée est faible. Pour des acides faibles plus dilués (C ≈ Ka), le quadratique complet [H⁺]² + Ka[H⁺] − Ka·C = 0 est requis ; l'approximation introduit ici une erreur de 5 à 15 % dans de tels cas.
[H⁺] → pH : pH = −log₁₀(entrée).
pH → [H⁺] : [H⁺] = 10^(−pH).
Sorties auxiliaires : pOH = 14 − pH (auto-ionisation de l'eau à 25 °C, K_w = 10⁻¹⁴). [OH⁻] = 10^(−pOH).
Classification : pH < 3 fortement acide ; 3–6 acide ; 6–7,5 quasi-neutre ; 7,5–10 basique ; > 10 fortement basique.
Choisissez le mode : - Concentration d'acide fort — saisissez la concentration molaire C₀ de l'acide (par exemple, 0,01 mol/L pour 0,01 M HCl). - Acide faible (Ka + concentration) — saisissez la constante de dissociation Ka (par exemple, 1,8e-5 pour l'acide acétique) et la concentration. - De [H⁺] à pH — saisissez l'activité H⁺ en mol/L. - De pH à [H⁺] — saisissez le pH (0–14).
Le panneau de résultats affiche le pH (titre), la classification, le pOH, les activités [H⁺] et [OH⁻], ainsi qu'une échelle de pH graduée sur 14 segments avec un marqueur à la valeur calculée (rouge à l'extrémité acide, violet à l'extrémité basique, esthétique classique du papier tournesol).
0,01 mol/L d'HCl (acide fort, dissociation complète).
Acide acétique 0,1 mol/L (acide faible, Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Eau de mer (pH typique 8,1).
Activité vs concentration. À forte force ionique (eau de mer, acide gastrique, électrolytes concentrés), l'activité de H⁺ diffère de sa concentration molaire par un coefficient d'activité < 1. Le pH est techniquement défini sur l'activité, pas sur la concentration. Le calculateur les considère comme égales (valide pour les solutions diluées, < 0,01 M) ; à des concentrations plus élevées, introduire une correction de 0,05 à 0,3 unité.
Dépendance en température de K_w. L'identité 14 = pH + pOH est valable à 25 °C. À 37 °C (température corporelle), K_w change et le pH du neutre devient ~6,8. À 0 °C, il est de ~7,5. Le calculateur utilise 25 °C ; pour le pH biologique (sang, 7,4 à 37 °C), utilisez le K_w à 37 °C.
Dilution d'un acide faible casse l'approximation. À C ≈ Ka, la formule ½(pKa − log C) sous-estime le pH réel car la fraction dissociée n'est plus négligeable. Pour C/Ka < 100, résolvez explicitement le quadratique.
Acides polyprotiques. H₂SO₄, H₃PO₄, acide citrique, etc., ont plusieurs valeurs de Ka (Ka₁, Ka₂, Ka₃). Le calculateur ne traite que la première dissociation. Pour H₂SO₄ (Ka₁ très grand, Ka₂ = 0,01), la seconde ionisation est importante à faibles concentrations.
Tampons. Le mélange d'un acide faible avec sa base conjuguée crée un tampon (Henderson-Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[HA])). Le calculateur ne gère pas les mélanges tampons.
Dérive de la sonde pH. La mesure de pH dans le monde réel utilise une électrode de verre qui dérive (l'étalonnage est important), est sensible à la température et a une précision de ±0,05 unité dans le meilleur des cas. Les pH-mètres de laboratoire sont étalonnés quotidiennement avec des tampons pH 4,01, 7,00, 10,01.
Hydrolyse des sels. NaCl dans l'eau donne pH ≈ 7 (pas d'hydrolyse). NH₄Cl donne légèrement acide. CH₃COONa donne légèrement basique. Le calculateur ne calcule pas cela — ils nécessitent le Ka/Kb de l'acide/base parent.
Activité de l'eau = 1. Le calculateur suppose implicitement l'eau pure comme solvant. Dans les solvants non aqueux (alcools, DMSO), le pH n'est pas bien défini et l'identité K_w n'est pas valable.
pH négatif. Les acides concentrés (12 M HCl) ont un pH < 0. Le calculateur le permet ; la visualisation de l'échelle est limitée à 0.
Précision du logarithme. JS Math.log10 donne ~15 chiffres significatifs, bien plus que tout pH-mètre ; la limite est l'entrée.