Mode d'emploi
- Choisissez le Calcul à effectuer. Pour un acide faible, saisissez sa concentration et soit son Ka, soit son pKa, mais pas les deux.
- Pour un acide ou une base forte, saisissez seulement la concentration. Pour une solution tampon, saisissez le pKa de l'acide et les deux concentrations.
- Lisez le pH et le pOH, puis les concentrations ioniques [H⁺] et [OH⁻].
- Pour un acide ou une base faible, comparez le pH exact avec l'approximation par racine carrée, et suivez la ligne Calcul pas à pas.
Le lien entre pH, pOH et concentrations ioniques
Le pH est l'opposé du logarithme de la concentration en ions hydrogène, et le pOH l'opposé du logarithme de la concentration en ions hydroxyde. L'eau s'ionise un peu : à 25 °C, le produit des deux concentrations vaut 1,0 × 10⁻¹⁴, si bien que le pH et le pOH font toujours 14,00. C'est la valeur utilisée sur cette page.
pH = −log₁₀[H⁺] pOH = −log₁₀[OH⁻] [H⁺] × [OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ pH + pOH = 14,00Acides et bases forts et faibles
Un acide ou une base forte est considéré comme entièrement ionisé : sa concentration donne directement la concentration en ions. La page conserve l'ionisation de l'eau dans la formule de l'acide fort, qui ne compte qu'aux très faibles concentrations.
Un acide faible HA ne s'ionise que très peu. Avec x pour [H⁺], la constante d'acidité Ka = x² ÷ (C − x) devient le second degré x² + Ka·x − Ka·C = 0, que la page résout exactement. L'approximation par racine carrée, x ≈ √(Ka·C), est affichée à côté. Le second degré ne fait qu'une simplification : l'ion hydrogène provenant de l'eau est négligé, ce qui est une bonne hypothèse lorsque x est nettement supérieur à 10⁻⁷ mol/L.
x = (−Ka + √(Ka² + 4·Ka·C)) ÷ 2 x ≈ √(Ka·C)Solutions tampons et équation de Henderson–Hasselbalch
Une solution tampon est un acide faible et sa base conjuguée réunis. Son pH suit l'équation de Henderson–Hasselbalch. Le pH est égal au pKa lorsque les deux concentrations sont égales, et il varie d'une unité pour chaque multiplication par dix de leur rapport.
pH = pKa + log₁₀([A⁻] ÷ [HA])Exemple : acide acétique, 0,10 M, Ka 1,8 × 10⁻⁵
Avec C = 0,10 M et Ka = 1,8 × 10⁻⁵, le second degré est x² + 1,8 × 10⁻⁵·x − 1,8 × 10⁻⁶ = 0. Sa racine positive vaut x = 0,00133 mol/L, donc le pH vaut 2,88. L'approximation par racine carrée donne un pH de 2,87, et 1,33 % de l'acide se dissocie.
| Grandeur | Valeur |
|---|---|
| [H⁺] | 0,00133 mol/L |
| pH (second degré) | 2,88 |
| pH (approximation par racine carrée) | 2,87 |
| Part qui réagit | 1,33 % |
Questions fréquentes
Pourquoi le calculateur résout-il le second degré au lieu d'utiliser l'approximation par racine carrée ?
L'approximation suppose qu'une petite part seulement de l'acide se dissocie. Le second degré ne fait pas cette hypothèse : il reste juste pour les acides faibles les plus forts et pour les solutions diluées. La page affiche les deux, et une note apparaît quand elles diffèrent de plus de 5 %.
Comment le pH et le pOH sont-ils liés ?
Le pH est l'opposé du logarithme de [H⁺], et le pOH celui de [OH⁻]. À 25 °C, leur somme vaut 14,00 : une solution de pH 3 a donc un pOH de 11.
Le calculateur fonctionne-t-il à d'autres températures ?
Non. La page utilise la valeur 14,00 pour la somme du pH et du pOH, qui vaut à 25 °C. L'ionisation de l'eau varie avec la température, et le pH neutre varie avec elle.
Pourquoi un acide fort très dilué n'est-il pas aussi acide que sa concentration le laisse croire ?
L'eau donne aussi des ions hydrogène, qui deviennent importants lorsque l'acide est très dilué. À 1,0 × 10⁻⁸ mol/L de HCl, la contribution de l'eau est grande : le pH vaut environ 6,98, et non 8, et la page en tient compte.
Quand puis-je utiliser l'équation de Henderson–Hasselbalch ?
Elle convient bien lorsque l'acide et sa base sont présents en quantités très supérieures aux ions hydrogène et hydroxyde qu'apporte l'eau. Le pH ne dépend alors que du pKa et du rapport des deux concentrations.
Le calculateur garde-t-il mes valeurs ou les envoie-t-il quelque part ?
Non. Les résultats sont calculés dans votre navigateur, et rien de ce que vous saisissez n'est conservé ni envoyé à notre serveur.
Sources
- Wikipédia (en anglais) : pH
- Wikipédia (en anglais) : Acid dissociation constant, constante d'acidité Ka
Chiffres et texte vérifiés pour la dernière fois le mardi 10 novembre 2026.