Dernière mise à jour : 2026-06-14

Le pH

Le pH mesure l'acidité ou la basicité d'une solution aqueuse. Il est défini comme l'opposé du logarithme décimal de la concentration en ions hydrogène. Parce que l'échelle est logarithmique, chaque unité correspond à un facteur dix sur la concentration en H⁺, ce qui permet de couvrir une plage immense d'acidités avec des nombres simples de 0 à 14.

La formule

$$\text{pH} = -\log_{10}[\text{H}^+]$$

Symbole	Grandeur	Unité
pH	Acidité	sans unité
[H⁺]	Concentration en ions hydrogène	mol/L

La relation s'inverse pour retrouver la concentration : $[\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$. Par exemple, une solution dont $[\text{H}^+] = 1 \times 10^{-3}$ M a un pH de 3.

pH et pOH

L'eau subit une autoprotolyse : $[\text{H}^+] \times [\text{OH}^-] = K_e = 1 \times 10^{-14}$ à 25 °C. En prenant l'opposé du logarithme, on obtient la relation complémentaire :

$$\text{pH} + \text{pOH} = 14$$

Une solution de pH 4 a donc un pOH de 10. La constante 14 ne vaut qu'à 25 °C ; elle varie légèrement ailleurs, car $K_e$ dépend de la température.

Exemple résolu

Quel est le pH d'une solution dont $[\text{H}^+] = 1 \times 10^{-3}$ M ?

$$\text{pH} = -\log_{10}(10^{-3}) = 3$$

La solution est nettement acide.

L'échelle de pH

pH	Caractère	Exemple
2	acide	jus de citron
5	acide	café noir
7	neutre	eau pure
9	basique	solution de bicarbonate
13	basique	eau de Javel ménagère

Un pH inférieur à 7 indique une solution acide, exactement 7 une solution neutre, et supérieur à 7 une solution basique. Des valeurs hors de l'intervalle 0–14 sont possibles pour des acides ou des bases forts très concentrés.

Acides forts et acides faibles

Ce calcul relie directement le pH à la concentration en ions hydrogène saisie, ce qui est exact pour les acides et bases forts, totalement dissociés (HCl, NaOH). Pour un acide faible, partiellement dissocié, la concentration en H⁺ est inférieure à la concentration nominale et dépend de la constante d'acidité. On la détermine alors séparément avant de la saisir ici ; le Calcul de Henderson-Hasselbalch traite le cas particulier des solutions tampons.

Questions fréquentes (FAQ)

Quelle est la formule du pH ?

Le pH est l'opposé du logarithme décimal de la concentration en ions hydrogène : pH = −log₁₀[H⁺], avec [H⁺] en moles par litre. Par exemple, une solution dont [H⁺] = 1×10⁻³ M a un pH = −log₁₀(10⁻³) = 3. À l'inverse, [H⁺] = 10^(−pH). L'échelle étant logarithmique, chaque unité de pH représente une variation d'un facteur dix de la concentration en ions hydrogène.

Quel est le lien entre pH et pOH ?

À 25 °C, pH + pOH = 14. Cela découle de l'autoprotolyse de l'eau, où [H⁺] × [OH⁻] = Ke = 1×10⁻¹⁴. En prenant l'opposé du logarithme des deux membres, on obtient pH + pOH = 14. Ainsi, une solution de pH 4 a un pOH de 10, et une de pH 11 a un pOH de 3. La constante 14 vaut à 25 °C ; elle varie légèrement à d'autres températures, car Ke dépend de la température.

Que signifie l'échelle de pH ?

L'échelle de pH s'étend de 0 à 14 à 25 °C. Un pH inférieur à 7 est acide (plus de H⁺ que de OH⁻), exactement 7 est neutre (quantités égales), et supérieur à 7 est basique ou alcalin (plus de OH⁻ que de H⁺). Quelques repères : jus de citron ≈ 2, café noir ≈ 5, eau pure = 7, solution de bicarbonate ≈ 9, eau de Javel ménagère ≈ 13. Des valeurs inférieures à 0 ou supérieures à 14 sont possibles pour des acides ou des bases forts très concentrés.

Pourquoi ce calcul suppose-t-il des acides et des bases forts ?

Ce calcul relie directement le pH à la concentration en ions hydrogène saisie, ce qui est exact pour les acides et bases forts qui se dissocient totalement (HCl, NaOH, etc.). Les acides et bases faibles ne se dissocient que partiellement : leur [H⁺] est inférieure à leur concentration nominale et dépend de la constante d'acidité (Ka). Pour un acide faible, on calcule d'abord [H⁺] à partir de Ka et de la concentration, puis on saisit ici cette valeur de [H⁺].