La théorie de pH habituelle s'applique à des solutions possédants une concentration en [H3O+] ou [HO-] inférieure à 1M.
L'ionisation de l'eau (eau pure) à 25°C : [H3O+] [HO-] = 10-13.995
pH = - log [H3O+]
Le pKa est le pH pour lequel il y a autant d'acide que de base conjuguée.
Pour déterminer le pKa de H3O+ nous avons un problème car l'eau à une concentration de 55.6M (1000/18) et il faut rester ici dans des conditions ou la concentration est inférieure à 1M.
Dès lors on peut faire appel à la formule généralisée suivante :
pH = pKa - log ([HA] / [A-])
Si nous avons [H3O+] = 1M, pH=0
pKa de [H3O+] = pH + log ([HA] / [A-]) = pH + log ([H3O+] / [H2O]) = 0 + log (1 / 54.6) = -1.74
D'autre part si nous avons une solution contenant 1M de NaOH et donc [HO-] = 1M. On peut déduire la concentration en [H3O+] avec la formule [H3O+] [HO-] = 10-13.995. La concentration en [H3O+] est donc de 10-13.995 et le pH de 14.
On peut également calculer le pKa de H2O (et donc le couple H2O / HO-.
pH = pKa - log ([HA] / [A-])
Si nous avons [HO-] = 1M, on peut détuire que [H3O+] = 10-13.995M (pH=14)
acide | base conjuguée | pKa | ||
---|---|---|---|---|
acide très fort | HI | I- | base très faible | -5.2 |
HBr | Br- | -4.7 | ||
HCl | Cl- | -2.2 | ||
acide le plus fort possible dans l'eau | H3O+ | H2O | -1.7 | |
CF3COOH | CF3COO- | 0.2 | ||
HF | F- | 3.2 | ||
CH3COOH | CH3COO- | 4.7 | ||
H2S | HS- | 7.0 | ||
HCN | CN- | 9.2 | ||
Me3N+H | Me3N | 9.8 | ||
C6H5OH (phenol | C6H5O- | 10.0 | ||
EtSH | EtS- | 10.6 | ||
H2O | HO- | base la plus forte possible dans l'eau | 15.7 | |
EtOH | EtO- | 15.9 | ||
CH3COOEt | -CH2COOEt | 24.5 | ||
HCCH | HCC- | 25 | ||
acide très faible | C2H5NH2 | C2H5NH- | base très forte | 35 |
Ce qui est important à retenir :