pH des solutions salines : guide complet des acides, bases et quatre cas pratiques

Introduction

Un sel est obtenu par la neutralisation d’un acide par une base. Lorsqu’un acide réagit avec une base, il se forme de l’eau et un sel selon la réaction générale :

Acide + Base → Sel + Eau

Après évaporation de l’eau, on obtient le sel sous forme solide (cristal). L’étude du pH des solutions salines consiste à analyser la nature du milieu obtenu après dissolution du sel dans l’eau.

Formation d’un sel : principe de neutralisation

La neutralisation est une réaction chimique entre un acide et une base qui conduit à la formation d’un sel et d’eau.

Exemple :

HCl + NH₃ → solution contenant Cl^- et NH₄⁺
Après évaporation → NH₄Cl (sel solide)

Ainsi, le chlorure d’ammonium provient de l’acide chlorhydrique et de l’ammoniac. De la même manière :

• NaCl provient de HCl et NaOH
• CaCl₂ provient de HCl et Ca(OH)₂

La nature du sel dépend donc toujours de l’acide et de la base dont il est issu.

Influence de l’origine du sel sur le pH

Lorsqu’un sel est dissous dans l’eau, il se dissocie en ions positifs et négatifs. Selon la force de l’acide et de la base d’origine, ces ions peuvent ou non réagir avec l’eau, ce qui influence le pH de la solution.

Les quatre cas étudiés

1) pH d’un sel d’acide fort et de base forte
Les ions formés ne réagissent pas avec l’eau. La solution obtenue est généralement neutre.

2) pH d’un sel d’acide fort et de base faible
L’ion provenant de la base faible peut interagir avec l’eau. La solution devient généralement acide.

3) pH d’un sel d’acide faible et de base forte
L’ion provenant de l’acide faible peut réagir avec l’eau. La solution devient généralement basique.

4) pH d’un sel d’acide faible et de base faible
Les deux ions peuvent réagir avec l’eau. Le caractère de la solution dépend alors de la force relative de l’acide faible et de la base faible.

Dans les sections suivantes, nous détaillerons le calcul du pH pour chacun de ces quatre cas.

1) pH d’un sel d’acide fort et de base forte

Exemple : NaCl

1️⃣ Origine du sel

• Acide fort : HCl
• Base forte : NaOH

Réaction de formation :

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

En solution aqueuse :

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

• Na⁺ : ion spectateur
• Cl⁻ : ion spectateur

Donc le sel n’influence pas le pH.

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2️⃣ Autoprotolyse de l’eau

2H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻

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3️⃣ Relations fondamentales

✅ Conservation de la matière (CM)

[Na⁺] = [Cl⁻] = C

✅ Neutralité électrique (ENS)

[H₃O⁺] + [Na⁺] = [OH⁻] + [Cl⁻]

Comme [Na⁺] = [Cl⁻], alors :

[H₃O⁺] = [OH⁻]

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4️⃣ Produit ionique de l’eau

Ke = [H₃O⁺][OH⁻]

Comme :

[H₃O⁺] = [OH⁻]

Alors :

Ke = [H₃O⁺]²

À 25°C :

Ke = 10⁻¹⁴

Donc :

[H₃O⁺] = √(10⁻¹⁴) = 10⁻⁷

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🎯 Conclusion

pH = 7

Le milieu est neutre.

2) pH d'un sel d'acide fort et de base faible

Exemple : NH₄Cl

1️⃣ Concept de base

Le sel NH₄Cl provient de :

• Acide fort : HCl
• Base faible : NH₃

En solution aqueuse :

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻

• Cl⁻ : ion spectateur
• NH₄⁺ : acide faible → responsable du pH

Donc le milieu est acide.

2️⃣ Réaction responsable de l'acidité

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

3️⃣ Relations importantes

✅ Loi de conservation de la matière (CM)

[NH₄⁺] + [NH₃] = C_A

✅ Neutralité électrique (ENS)

[NH₄⁺] + [H₃O⁺] = [Cl⁻] + [OH⁻]

En milieu acide, on néglige [OH⁻] :

[NH₄⁺] + [H₃O⁺] = [Cl⁻]

Et comme [Cl⁻] = C_A :

[NH₃] = [H₃O⁺]

4️⃣ Constante d'acidité Ka

Ka = [NH₃][H₃O⁺] / [NH₄⁺]

Ka = [H₃O⁺]² / (C_A − [H₃O⁺])

5️⃣ Deux cas de solution

✳ Cas 1 : K_a / C_A ≤ 10⁻² (le plus fréquent)

On néglige [H₃O⁺] devant C_A :

Ka = [H₃O⁺]² / C_A

[H₃O⁺] = √(Ka × C_A)

pH = 1/2 (pKa − log C_A)

✳ Cas 2 : sinon

Utiliser l'équation du second degré :

[H₃O⁺]² + Ka [H₃O⁺] − Ka C_A = 0

Discriminant :

Δ = Ka² + 4 Ka C_A

Solution :

[H₃O⁺] = (-Ka + √(Ka² + 4 Ka C_A)) / 2

🎯 Résumé final

• Sel d’acide fort + base faible → milieu acide
• Ion responsable : NH₄⁺
• Formule pratique pour examen :

pH = 1/2 (pKa − log C_A)

3) pH d'un sel d’acide faible et de base forte

Exemple : CH₃COONa

1️⃣ Origine du sel

• Acide faible : CH₃COOH
• Base forte : NaOH

Réaction de formation :

CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

En solution aqueuse :

CH₃COONa → CH₃COO⁻ + Na⁺

• Na⁺ : ion spectateur
• CH₃COO⁻ : base faible → responsable du pH

Donc le milieu est basique.

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2️⃣ Réaction responsable de la basicité

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

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3️⃣ Relations fondamentales

✅ Conservation de la matière (CM)

[CH₃COO⁻] + [CH₃COOH] = C_A

✅ Neutralité électrique (ENS)

[CH₃COO⁻] + [OH⁻] = [Na⁺] + [H₃O⁺]

En milieu basique, on néglige [H₃O⁺].

Donc :

[CH₃COO⁻] + [OH⁻] = C_A

D’où :

[CH₃COO⁻] = C_A − [OH⁻]

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4️⃣ Constante basique Kb

Kb = [CH₃COOH][OH⁻] / [CH₃COO⁻]

En remplaçant :

Kb = [OH⁻]² / (C_A − [OH⁻])

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5️⃣ Cas le plus fréquent (Kb / C ≤ 10⁻²)

On néglige [OH⁻] devant C_A :

Kb = [OH⁻]² / C_A

[OH⁻] = √(Kb × C_A)

On utilise :

pOH = -log[OH⁻]

pH = 14 - pOH

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🎯 Formule finale importante

Base faible : pH = 7 + ½ pKa + ½ log C_A

(valable si Kb / C ≤ 10⁻²)

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6️⃣ Cas général (sans approximation)

Équation du second degré :

[OH⁻]² + Kb[OH⁻] − KbC_A = 0

Solution :

[OH⁻] = (-Kb + √(Kb² + 4KbC_A)) / 2

Puis :

pH = 14 + log[OH⁻]

4) pH d’un sel d’acide faible et de base faible

Exemple : CH₃COONH₄

1️⃣ Origine du sel

• Acide faible : CH₃COOH
• Base faible : NH₃

Réactions en solution aqueuse :

CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

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2️⃣ Dissociation du sel

CH₃COONH₄ → CH₃COO⁻ + NH₄⁺

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3️⃣ Réactions des ions en solution

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺

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4️⃣ Relations fondamentales

✅ Conservation de la matière (CM)

[CH₃COO⁻] + [CH₃COOH] = [NH₄⁺] + [NH₃] = Cₐ

✅ Neutralité électrique (ENS)

[NH₄⁺] + [H₃O⁺] = [OH⁻] + [CH₃COO⁻]

Comme les espèces issues du sel sont majoritaires :

[NH₄⁺] ≈ [CH₃COO⁻]

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5️⃣ Expression du pH

On a :

[H₃O⁺]² = Kₐ₁ × Kₐ₂

Donc :

[H₃O⁺] = √(Kₐ₁ × Kₐ₂)

En prenant le logarithme :

pH = ½ ( pKₐ₁ + pKₐ₂ )

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🎯 Conclusion

pH = ½ ( pKₐ₁ + pKₐ₂ )

Le pH dépend uniquement des constantes d’acidité des deux espèces conjuguées.