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Généré le: 20 juillet 2026 à 21:34

Calculateur de pH des acides et bases forts

Données

Type de solutéAcide fort
Concentration0,01 M
H⁺ ou OH⁻ ionisables par unité1

Généré avec OneCalc · https://onecalc.app/fr/chemistry/strong-acid-base-ph

Chimie

Calculateur de pH des acides et bases forts

Calcule le pH et le pOH d’un acide fort ou d’une base forte à partir de sa concentration molaire. Gère les acides et bases polyfonctionnels comme H₂SO₄ et Ca(OH)₂ grâce au nombre d’ions H⁺ ou OH⁻, en supposant une dissociation totale à 25 °C.

Type de soluté

Données

≥ 1

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Cette solution est fortement acide : pH bas et forte concentration en ions hydrogène.

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Acides forts, bases fortes et dissociation totale

Un acide fort ou une base forte s’ionise totalement dès sa dissolution dans l’eau. Chaque molécule de HCl devient un H⁺ et un Cl⁻ ; chaque unité de NaOH devient un Na⁺ et un OH⁻. Comme rien ne reste sous forme non ionisée, la concentration de l’ion réactif est fixée directement par la quantité de soluté introduite : aucune constante d’équilibre n’est nécessaire. C’est pourquoi le pH d’un acide ou d’une base forts s’obtient par un simple logarithme, et non par l’équation du second degré qu’exigent les acides faibles.

La formule

Pour un acide fort, la concentration en ions hydrogène est égale au nombre de protons ionisables par unité formulaire, n, multiplié par la concentration molaire C :

[H+]=n CpH=−log⁡10(n C)[\text{H}^+] = n\,C \qquad \text{pH} = -\log_{10}(n\,C)

Pour une base forte, la même logique s’applique aux ions hydroxyde, et le pH découle du produit ionique de l’eau :

[OH−]=n CpOH=−log⁡10(n C)pH=14−pOH[\text{OH}^-] = n\,C \qquad \text{pOH} = -\log_{10}(n\,C) \qquad \text{pH} = 14 - \text{pOH}
SymboleGrandeurUnité
CConcentration de l’acide ou de la basemol/L (M)
nH⁺ ou OH⁻ ionisables par unité formulairesans dimension
pHMesure de l’aciditésans dimension
pOHMesure de la basicitésans dimension

La relation pH + pOH = 14 est valable à 25 °C, où le produit ionique de l’eau vaut Kw = [H⁺][OH⁻] = 1 × 10⁻¹⁴.

Le facteur n pour les acides et bases polyfonctionnels

Le facteur n prend en compte les solutés qui libèrent plus d’un ion réactif. L’acide sulfurique, H₂SO₄, est diacide et fournit deux H⁺ par molécule : une solution 0,005 M se comporte donc comme 0,01 M en ions hydrogène. L’hydroxyde de calcium, Ca(OH)₂, et l’hydroxyde de baryum, Ba(OH)₂, libèrent chacun deux OH⁻ par unité formulaire. Les monoacides comme HCl et HNO₃, et les bases à un seul hydroxyde comme NaOH et KOH, utilisent n = 1.

SolutéTypen0,01 M donne
HClacide fort1pH 2,00
H₂SO₄acide fort2pH 1,70
NaOHbase forte1pH 12,00
Ca(OH)₂base forte2pH 12,30

L’acide sulfurique n’est que approximativement fort pour sa seconde ionisation ; le traiter comme pleinement diacide constitue donc un bon modèle, mais pas exact, aux concentrations élevées.

Exemple résolu

Quel est le pH de l’acide sulfurique 0,005 M ?

[H+]=n C=2×0.005=0.01 M[\text{H}^+] = n\,C = 2 \times 0.005 = 0.01\ \text{M} pH=−log⁡10(0.01)=2.00\text{pH} = -\log_{10}(0.01) = 2.00

On a alors pOH = 14 − 2,00 = 12,00 et la concentration en hydroxyde [OH⁻] = 10⁻¹² M. Avec un pH bien inférieur à 7, la solution est fortement acide.

Fort ou faible

Seuls quelques acides sont forts : HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ et H₂SO₄. Les bases fortes courantes sont les hydroxydes du groupe 1 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) et les hydroxydes plus lourds du groupe 2 (Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂). Tout le reste — acide acétique, acide citrique, ammoniac et consorts — est faible et ne s’ionise que partiellement. Pour un acide faible, le [H⁺] réel est bien inférieur à n·C et doit être déterminé à partir de la constante d’acidité Ka. Appliquer ce calculateur à un acide faible surestimerait fortement son acidité.

La limite de forte dilution

La formule simple suppose que le soluté fournit pratiquement tous les H⁺ ou OH⁻ et néglige la faible quantité que l’eau apporte d’elle-même. C’est sans risque aux concentrations habituelles de laboratoire. En dessous d’environ 10⁻⁶ M, en revanche, l’autoprotolyse de l’eau n’est plus négligeable, et un acide fort ne peut jamais faire monter le pH au-dessus de 7, aussi dilué soit-il. Un traitement rigoureux résout [H⁺] = C + Kw/[H⁺] avec le bilan des charges ; pour les solutions très diluées, le pH réel est plus proche de la neutralité que ne le suggère −log₁₀(n·C).

Questions fréquentes (FAQ)

Comment calcule-t-on le pH d’un acide fort ?

Un acide fort se dissocie totalement dans l’eau : la concentration en ions hydrogène est donc égale au nombre de protons ionisables multiplié par la concentration de l’acide, [H⁺] = n·C. Le pH est le logarithme décimal négatif de cette valeur, pH = −log₁₀(n·C). Par exemple, 0,01 M de HCl (n = 1) donne pH = −log₁₀(0,01) = 2. Les sept acides forts courants sont HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₃, HClO₄ et H₂SO₄.

Comment trouve-t-on le pH d’une base forte ?

Pour une base forte, on calcule d’abord le pOH à partir de la concentration en hydroxyde, pOH = −log₁₀(n·C), puis on convertit en pH avec pH = 14 − pOH à 25 °C. Par exemple, 0,01 M de NaOH (n = 1) a pOH = 2 et pH = 12. Une solution 0,01 M de Ca(OH)₂ libère deux OH⁻ par unité formulaire (n = 2), d’où [OH⁻] = 0,02 M, pOH ≈ 1,70 et pH ≈ 12,30.

Que faut-il saisir pour un diacide comme H₂SO₄ ?

Réglez le nombre de H⁺ (ou d’OH⁻) ionisables par unité formulaire selon le soluté. L’acide sulfurique H₂SO₄ libère deux protons : utilisez donc 2. Une solution 0,005 M se comporte alors comme 0,01 M en H⁺ et donne pH 2. De même, Ba(OH)₂ et Ca(OH)₂ libèrent deux ions hydroxyde : utilisez 2. Les monoacides (HCl, HNO₃) et les bases à un seul hydroxyde (NaOH, KOH) utilisent 1.

Cela fonctionne-t-il pour les acides faibles comme l’acide acétique ?

Non. Ce calculateur suppose une dissociation totale, ce qui n’est exact que pour les acides et bases forts. Les acides et bases faibles (acide acétique, ammoniac et la plupart des acides organiques) ne s’ionisent que partiellement : leur [H⁺] réel est bien inférieur à n·C et dépend de la constante d’acidité Ka. Pour un acide faible, calculez d’abord [H⁺] à partir de Ka et de la concentration, puis prenez son logarithme négatif.

Pourquoi le pH de HCl 10⁻⁶ M n’est-il pas exactement 6 ?

La formule pH = −log₁₀(n·C) ignore les H⁺ apportés par l’eau elle-même. Cette contribution est négligeable aux concentrations habituelles, mais devient notable vers 10⁻⁶ M et en dessous, et un acide fort ne peut jamais faire monter le pH au-dessus de 7. Le résultat rigoureux s’obtient en résolvant [H⁺] = C + Kw/[H⁺] avec le bilan des charges ; pour les solutions très diluées, le pH réel est plus proche de 7 que ne le prévoit la formule simple.

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