Calculateur acide-base et pH

Un acide est un donneur de proton (H⁺) et une base un accepteur de proton — la définition de Brønsted–Lowry, celle qu’utilise chaque panneau de cette page. Le vinaigre (acide acétique) cède un proton à l’eau ; l’ammoniac en accepte un et devient ammonium. Chaque acide est associé à l’espèce qui reste après qu’il a cédé son proton : ce couple — acide acétique CH₃COOH avec acétate CH₃COO⁻, ou ammonium NH₄⁺ avec ammoniac NH₃ — est un couple acide-base conjugué, et toute la chimie des tampons et des titrages consiste à comptabiliser ces couples.

Comme [H⁺] couvre plus de quatorze puissances de dix entre l’acide de batterie et le déboucheur, les chimistes le compressent : pH = −log₁₀[H⁺]. L’eau elle-même se dissocie toujours un peu : [H⁺][OH⁻] = K_w = 1,0×10⁻¹⁴ à 25°C, ce qui explique que pH + pOH = 14 : si l’un augmente, l’autre diminue de la même quantité. Neutre signifie simplement [H⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷, soit pH 7 seulement à 25°C — l’eau pure chaude se situe légèrement en dessous de 7 et reste parfaitement neutre. Pour vérifier l’échelle, la page peut reproduire ceci : un pH 3,5 (à peu près l’acidité du jus d’orange) correspond à [H⁺] = 3,16×10⁻⁴ mol/L.

Les acides forts comme HCl se dissocient pratiquement en totalité : versés dans l’eau, presque chaque molécule cède son proton. Les acides faibles atteignent un équilibre : HA ⇌ H⁺ + A⁻, décrit par K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. L’acide acétique a K_a = 1,8×10⁻⁵, en général donné sous la forme pK_a = 4,74 (le même astuce −log que pour le pH). La partie utile est la règle d’appariement : K_a × K_b = K_w pour un couple conjugué, si bien qu’un acide plus fort a automatiquement une base conjuguée plus faible. L’acétate, partenaire de l’acide acétique faible, est une base très faible de K_b = 5,6×10⁻¹⁰ (pK_b = 9,26) — les deux conversions s’effectuent dans le panneau Ka et Kb ci-dessus.

Un tampon est un acide faible et sa base conjuguée présents en quantités comparables. L’H⁺ ajouté est consommé par A⁻ ; l’OH⁻ ajouté est consommé par HA ; dans les deux cas, le rapport bouge à peine, donc le pH aussi. La comptabilité se résume à pH = pK_a + log₁₀([A⁻]/[HA]). Quand les deux concentrations sont égales, pH = pK_a exactement, et chaque décalage d’un facteur dix du rapport déplace le pH d’exactement une unité — le bouton d’exemple au rapport 1:10 donne pH 5,76 pour un tampon acétate dont le pK_a est 4,76. Un tamponnement fiable ne couvre que pK_a ± 1 (rapport de 0,1 à 10) : c’est pourquoi choisir un tampon revient à choisir celui dont le pK_a est proche du pH visé. Le sang en est l’exemple phare : le couple bicarbonate/CO₂ maintient le plasma entre 7,35 et 7,45, et les enzymes cessent de fonctionner hors de cette fenêtre.

Ajouter une base forte à un acide modifie en continu le rapport [A⁻]/[HA], et la courbe n’est autre que l’équation de Henderson–Hasselbalch tracée. Au début, le tampon absorbe la base et le pH progresse lentement : c’est la zone plate. Au point d’équivalence, la base correspond exactement aux moles d’acide ; la courbe y est presque verticale, ce qui fait de ce point la marque de la fin du titrage. À mi-chemin, [A⁻] = [HA], donc le pH égale le pK_a — une méthode standard pour mesurer le pK_a sur une courbe. Un acide fort et une base forte se rencontrent à pH 7, mais un acide faible et une base forte finissent au-dessus de 7 (vers 8,7 pour l’exemple d’acide acétique par défaut), car ce qui reste dans le bécher est une base faible.

• Fort signifie concentré. Non : la force mesure à quel point un acide se dissocie complètement, la concentration mesure la quantité présente. Une solution de HCl à 0,001 M est un acide fort dilué ; l’acide acétique glacial est un acide faible concentré.
• Le neutre vaut toujours pH 7. Seulement à 25°C, où K_w = 10⁻¹⁴. Neutre signifie [H⁺] = [OH⁻], un point c’est tout.
• Le pH s’arrête à 0 et à 14. Ce ne sont que les bornes de l’échelle de l’eau à 25°C. Une solution de HCl à 12 M a un pH voisin de −1, et une soude concentrée dépasse 14.
• Le pH d’un acide faible vaut −log de sa concentration. Ce raccourci ne vaut que pour les acides forts. Le pH d’un acide faible exige aussi sa K_a, car la plupart des molécules ne se dissocient jamais.

Outils associés : Équilibre chimique (d’où viennent des constantes d’équilibre comme K_a), Spectroscopie (mesurer des concentrations avec la lumière), et Calculateurs bio (recettes de tampons en micromolaires).