\[\rm pH = - log\left(\left[H_3O^+\right]\right)\]
\[\rm \left[ H_3O^+\right] = 10^{-pH}\]
Quand le $\rm pH$ augmente la concentration en ion oxonium diminue et inversement.
La constante d’équilibre de la réaction d’autoprotolyse de l’eau (ci-dessous) est appelée produit ionique de l’eau et notée $\rm Ke$.
\[\rm 2 H_2O \Leftrightarrow H_3O^+(aq) + HO^-(aq)\]
On associe à cette constante la grandeur $\rm pKe = -log (Ke) = 14$ (à $\rm 25°C$).
Solutions acide, basique ou neutre :
- Dans une solution neutre : $\rm \left[H_3O^+\right] = \left[HO^-\right]$
- Dans une solution acide : $\rm \left[H_3O^+\right] > \left[HO^-\right]$
- Dans une solution basique : $\rm \left[H_3O^+\right] < \left[HO^-\right]$
Un acide au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de céder un ion $\rm H^+$ (ou proton). Une base au sens de Brönsted est une espèce chimique capable de capturer un proton.
Un couple acido-basique noté $\rm AH / A^-$ est constitué d’un acide $\rm AH$ et d’une base $\rm A^-$ liés par l’équation de l’équilibre de Brönsted : $\rm AH \Leftrightarrow H^+ + A^-$.
Un acide $\rm AH$ est dit fort s’il réagit totalement avec l’eau. $\rm AH + H_2O \rightarrow H_3O^+ + A^-$.
Une base $\rm A^-$ est dite forte si elle réagit totalement avec l’eau.
Le $\rm pH$ d’une solution d’acide fort de concentration $\rm C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\rm pH = -log (C)$.
Le $\rm pH$ d’une solution de base forte de concentration $\rm C$ (en $\rm mol.L^{-1}$) est : $\rm pH = pKe + log (C)$.
