Calculateur de pH / acide-base

Déplacez le curseur ou saisissez une concentration pour convertir entre pH, pOH, [H⁺] et [OH⁻], et voir où se situe une solution sur l'échelle acide-base.

Exemple résolu — Calculateur de pH / acide-base

pH	7.00
pOH	7.00
[OH-]	1.00×10⁻⁷ mol/L

Ce sont les valeurs affichées par le calculateur à l’ouverture de la page. Modifiez une entrée ci-dessus pour les recalculer.

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Trois unités de pH font un facteur mille 🖖

Comme le pH est une mesure logarithmique, chaque unité représente une multiplication par dix de la concentration en ions hydrogène — une solution de pH 3 n'est pas « deux fois plus acide » qu'une solution de pH 6, elle est mille fois plus concentrée en H⁺ : trois unités, trois puissances de dix. C'est pourquoi une variation de seulement 0,1 unité de pH dans l'eau de l'océan, ou un passage de pH 7,4 à 7,35 dans le sang humain, représente un changement réel et significatif de la concentration en ions, même si les chiffres semblent petits. Cette échelle existe parce que [H⁺] dans les solutions courantes s'étend sur plus de 14 ordres de grandeur — d'environ 10⁻¹⁴ mol/L dans les bases fortes à 10⁰ mol/L dans les acides forts — et un logarithme comprime cet immense intervalle en un seul nombre facile à lire, compris entre 0 et 14.

Le pH compte en fait des ions 🖖

Au fond, le pH indique simplement à quel point les ions hydrogène libres (H⁺) sont serrés dans un liquide aqueux : plus ils sont serrés, plus c'est acide. L'eau pure se dissocie légèrement en quantités égales de H⁺ et de OH⁻ (environ 10⁻⁷ mol/L de chacun à température ambiante), d'où le point neutre à pH 7. Comme pH + pOH vaut toujours 14, connaître l'une des valeurs — pH, pOH, [H⁺] ou [OH⁻] — fixe les trois autres, et c'est exactement ce que fait cet outil.

Neutre n'est pas toujours pH 7 🖖

Les jolies règles selon lesquelles neutre signifie pH 7 et pH + pOH = 14 ne valent qu'à 25°C. L'eau s'auto-ionise plus facilement à chaud, si bien que son produit ionique K_w augmente avec la température : l'eau pure est neutre vers pH 6.8 à la température du corps (37°C) et proche de pH 6 près de l'ébullition. L'eau reste parfaitement neutre — autant de H⁺ que de OH⁻ — le fameux 7 n'est donc qu'une coïncidence liée à la température ambiante.

Problème entièrement résolu

Eau pure à pH 7 et une petite variation de pH 5 étapes
L'eau pure est à pH 7. Montrez pourquoi, puis calculez ce qu'une « petite » variation de pH signifie réellement.
1. L'eau s'auto-ionise, et à 25 °C, le produit des deux concentrations ioniques est fixe. Dans l'eau pure, les deux sont égales par symétrie, donc chacune est la racine carrée de 10⁻¹⁴.
  
  $K_{w} = [H^{+}] [O H^{-}] = 1.0 \times 1 0^{- 14} at 2 5^{\circ} C$
2. Le pH est l'opposé du logarithme décimal de cette concentration. Le logarithme fait tout le concept : les concentrations s'étendent ici sur quatorze ordres de grandeur, et une échelle linéaire serait inutilisable.
  
  $pH = - lo g_{10} [H^{+}] = 7.00 \Rightarrow [H^{+}] = 1.0 \times 1 0^{- 7} mol/L$
3. Puisque le produit est fixe, la somme des deux valeurs de p doit valoir 14. Le calculateur ci-dessus affiche les deux, et la neutralité signifie l'égalité — non pas « 7 » en tant que tel. À 50 °C, l'eau neutre a un pH de 6.63, car K_w dépend de la température.
  
  $pH + pOH = 14 \Rightarrow pOH = 7.00, [O H^{-}] = 1.00 \times 1 0^{- 7} mol/L$
4. Maintenant, lisez l'échelle correctement. Une baisse de trois unités de pH n'est pas une variation de 43% ; chaque unité correspond à un facteur dix.
  
  $\frac{[ H ^{+} ] _{pH 4}}{[ H ^{+} ] _{pH 7}} = \frac{1 0 ^{- 4}}{1 0 ^{- 7}} = 1000$
5. Appliquez cela à un système à tolérance étroite. Le sang humain est maintenu entre 7.35 et 7.45.
  
  $blood 7.4 \to 7.0 : \frac{1 0 ^{- 7.0}}{1 0 ^{- 7.4}} = 1 0^{0.4} = 2.5 \times$
Réponse

pH 7.00, pOH 7.00, les deux ions à 1.00 × 10⁻⁷ mol/L. Passer de pH 7 à pH 4 est une augmentation par un facteur mille de l'acidité, ce qui explique pourquoi une « pluie légèrement acide » n'est pas une chose anodine. Et le sang passant de 7.4 à 7.0 — un changement qui ressemble à 5% — connaît une hausse par un facteur 2.5 de la concentration en ions hydrogène et cela est fatal. Toute intuition sur la « quantité » échoue à cette échelle, à moins de défaire d'abord le logarithme.

$pH = - lo g_{10} [H^{+}] Δ pH = 1 ⟺ 10 \times$

Références (1)

The logarithmic definition and why one unit is a factor of ten: D. C. Harris, Quantitative Chemical Analysis, 9th ed., ch. 8. W. H. Freeman, 2015. ISBN 978-1-4641-3538-5.

Par l’équipe 42Math · Mis à jour 2026-06-08

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Exemples de problèmes

Acide gastrique - Acide gastrique, pH 1.5 : [H⁺] = 0.032 mol/L — environ 320 000 fois plus acide que l'eau
Café - Café, pH 5.0 : [H⁺] = 1.0×10⁻⁵ mol/L — 100 fois plus acide que l'eau
Eau pure - Eau pure, pH 7.0 : [H⁺] = [OH⁻] = 1.0×10⁻⁷ mol/L — parfaitement neutre
Eau de Javel - Eau de Javel, pH 12.5 : [OH⁻] = 0.032 mol/L — fortement basique