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Le pOH d’une solution est défini comme le négatif du logarithme base 10 de la concentration molaire des ions hydroxydes présents dans ladite solution , soit :
Tout comme le pH est une mesure de l’acidité d’une solution, le pOH est une mesure de sa basicité.
Parfois, il est déroutant de savoir pourquoi pOH existe et pourquoi il est utilisé, si l’échelle de pH fournit les mêmes informations que pOH, bien qu’indirectement. En d’autres termes, il n’y a aucune information que pOH peut nous donner qui ne nous donne pas déjà le pH d’une solution.
Cependant, il existe de nombreuses situations où il est plus facile de calculer le pOH que de calculer le pH. Un exemple se produit lorsque nous préparons des solutions de bases fortes ou faibles, et un autre encore plus notoire est lors de la préparation de solutions tampons à partir d’une base faible et d’un sel de son acide conjugué.
En général, chaque fois que l’on est en présence d’une solution basique, le calcul du pOH peut être effectué de manière analogue au calcul du pH d’une solution acide, en échangeant simplement partout des ions hydronium (H 3 O + ) par les ions hydroxydes (OH . ), le pH par pOH, un acide fort ou faible par une base forte ou faible et la constante d’acidité (K a ) par la constante de basicité (K b ).
Dans les sections suivantes, nous explorerons le processus de calcul du pOH dans différentes situations et à partir de différents types de données. Cependant, nous ferons d’abord un bref rappel des concepts fondamentaux liés à l’équilibre acido-basique en solution aqueuse.
L’équilibre ionique de l’eau
L’acidité ou la basicité d’une solution aqueuse est déterminée par deux facteurs : l’acide ou la base agissant comme soluté et l’eau agissant comme solvant. L’eau représente la partie la plus importante du concept d’acidité et de basicité et, en fait, détermine ce que nous entendons par une solution acide, basique et neutre.
Dans le même temps, l’eau est celle qui définit à la fois les échelles de pH et de pOH, et elle le fait grâce à un équilibre acido-basique qui se produit constamment dans tout échantillon d’eau, dans lequel une molécule d’eau agit comme acide tandis qu’une autre agit. comme fond :
Puisque l’eau se protonise et s’hydrolyse, cette réaction s’appelle la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Alternativement, cette équation peut être écrite sous forme simplifiée comme une simple dissociation :
Cette réaction est une réaction réversible qui atteint rapidement l’équilibre. Il a donc associé une constante d’équilibre qui s’appelle la constante du produit ionique de l’eau, ou K W , et qui est donnée par
En prenant le logarithme négatif de la base 10 des deux côtés de cette équation, en appliquant certaines propriétés des logarithmes et en utilisant les définitions de pH et pOH, cette équation devient :
Par stoechiométrie, dans l’eau pure (qui est considérée comme neutre) les concentrations en protons (ou ions hydronium) et en hydroxyde sont égales entre elles et valent 10 -7 M. Dans une solution acide, il y a une concentration plus élevée en ions hydronium, et dans Dans une solution basique, il y a une concentration plus élevée d’ions hydroxyde. Sur la base de ces données, nous pouvons tirer les conclusions suivantes concernant l’acidité et la basicité d’une solution :
- Une solution neutre a à la fois un pH et un pOH de 7.
- Une solution acide a un pH<7 et un pOH>7.
- Une solution basique a un pH>7 et un pOH<7.
Le concept d’acides et de bases
Afin de calculer le pOH de n’importe quelle solution, nous devons d’abord déterminer quel type de solutés elle contient. De manière générale, on distinguera trois types de solutés :
- Solutés acides, ou simplement acides.
- Solutés basiques ou bases.
- solutés neutres
Pour simplifier, nous utiliserons le concept d’acides et de bases de Brønsted et Lowry, selon lequel un acide est toute substance capable de donner un proton à une autre, et une base est toute substance capable d’accepter un proton. En revanche, un soluté sera neutre s’il n’est capable de faire aucune des deux choses.
l’equilibre acide-base
Lorsqu’on parle d’acides et de bases, il faut également distinguer deux classes d’acides et deux classes de bases. Les deux peuvent être soit des acides ou des bases forts, soit des acides ou des bases faibles. La différence entre les deux est que, dans le second cas, il s’agit d’une réaction réversible ou d’un équilibre acido-basique, alors que dans le cas des acides et bases forts, on suppose qu’ils se dissocient ou réagissent complètement (un équilibre n’est pas établi).
Ceci est d’une grande importance car, lors du calcul du pOH d’une solution, s’il s’agit d’acides ou de bases faibles, nous devons résoudre un équilibre chimique, alors que s’ils sont forts, nous ne le faisons pas.
Calcul du pOH de solutions d’acides et de bases fortes
Commençons par le cas le plus simple qui correspond au calcul du pOH de solutions d’acides et de bases fortes. Pour maintenir une manière cohérente de résoudre les problèmes, nous utiliserons un tableau ICE (concentrations initiales, changement et concentrations à l’équilibre) dans tous les cas d’acides et de bases, pour montrer clairement comment les concentrations des différents ions changent lorsqu’ils se dissocient ou hydrolysent les solutés.
Cas 1 : Acides forts
Pour calculer le pOH d’une solution d’acide fort, on part de la concentration molaire de l’acide et de l’équation de sa dissociation. Avec la concentration initiale de l’acide, la concentration de protons ou d’ions hydronium dans la solution est calculée par stoechiométrie. Avec cette concentration, le pH est déterminé et ensuite il est utilisé pour calculer le pOH au moyen de l’équation précédente.
Exemple 1 : Déterminer le pOH d’une solution d’acide chlorhydrique 10-4 molaire.
L’acide chlorhydrique, ou HCl, est un acide fort et sa réaction de dissociation est donnée par :
La table ICE pour HCl, dans ce cas, serait :
| HCl | H2O _ _ | H3O + _ _ | CL– _ | |
| concentrations initiales | 10 -4M _ | — | 0 | 0 |
| Changement | –10 -4M _ | — | +10 -4M _ | +10 -4M _ |
| Concentrez-vous sur l’équilibre | 0 | — | 10 -4M _ | 10 -4M _ |
Comme on peut le voir, il part d’une concentration nulle en ions hydronium et chlorure. Tout le HCl est alors complètement dissocié après quoi 10 -4 M d’ions hydronium et d’ions chlorure sont formés, de sorte qu’à l’équilibre, il ne reste plus de HCl et la concentration en ions hydronium est de 10 -4 m.
En utilisant la définition du pH :
Enfin, le pOH est calculé en soustrayant le pH de 14 :
Comme attendu, le pOH de la solution est supérieur à 7, ce qui est cohérent avec le fait que le soluté est un acide.
Cas 2 : Bases fortes
Dans le cas des bases fortes, le processus est un peu plus direct, puisque la base, lorsqu’elle est dissoute, génère directement des ions hydroxyde. Ceux-ci sont déterminés par stoechiométrie à l’aide d’une table ICE, et enfin la formule est appliquée pour calculer directement le pOH.
Exemple 2 : Déterminer le pOH d’une solution d’hydroxyde de sodium 10-3 molaire.
L’hydroxyde de sodium, ou NaOH, est une base forte et sa réaction de dissociation est donnée par :
La table ICE pour NaOH, dans ce cas, est :
| NaOH | Nan + | oh- _ | |
| concentrations initiales | 10 -3M _ | 0 | 0 |
| Changement | –10 -3M _ | +10 -3M _ | +10 -3M _ |
| Concentrez-vous sur l’équilibre | 0 | 10 -3M _ | 10 -3M _ |
Encore une fois, il part d’une concentration nulle d’ions sodium et hydroxyde. Ensuite, tout le NaOH est complètement dissocié car il s’agit d’une base forte, après quoi 10 -3 M d’ions sodium et d’ions hydroxyde sont formés, de sorte qu’une fois l’équilibre atteint, il ne reste plus de NaOH et la concentration des ions hydroxyde est de 10 – 3M .
Maintenant, en utilisant la définition de pOH :
Dans ce cas, le pOH est inférieur à 7, ce qui concorde avec le fait qu’il s’agit d’une base.
Cas 3 : Acides faibles
Le processus général pour calculer le pOH d’une solution d’acide faible suit les mêmes étapes que dans le cas des acides forts, à la différence que nous ne pouvons pas obtenir la concentration en hydronium directement à partir du tableau ICE, car nous ne savons pas quelle fraction de l’acide se dissocie avant d’atteindre l’équilibre.
Sur la base de ce qui précède, une étape supplémentaire doit être incluse dans la procédure qui consiste à résoudre l’équilibre pour trouver la concentration finale en ions hydronium. Ceci est fait en utilisant la constante de dissociation de l’acide faible.
Exemple 3 : Déterminer le pOH d’une solution d’acide acétique 10-4 molaire sachant qu’elle a une constante de dissociation acide de 1,75.10-5.
L’acide acétique est un acide organique faible et sa réaction de dissociation est donnée par l’équilibre chimique suivant :
Le tableau ICE suivant relie les concentrations initiales aux concentrations finales. Dans ce cas, puisque nous ne savons pas à l’avance quelle quantité d’acide se dissocie réellement, la variation de sa concentration doit être exprimée sous la forme d’une inconnue (x).
| hac | H2O _ _ | H3O + _ _ | Ac- _ | |
| concentrations initiales | 10 -4M _ | — | 0 | 0 |
| Changement | -X | — | +X | +X |
| Concentrez-vous sur l’équilibre | 10 -4 –X | — | X | X |
Pour trouver l’inconnue, X, il suffit d’utiliser la relation entre les concentrations de toutes les espèces à l’équilibre, qui est donnée par la constante d’acidité :
Cette équation peut être réécrite comme suit :
qui est une équation quadratique qui peut être facilement résolue en utilisant la formule quadratique ou en utilisant une calculatrice scientifique avec la fonction appropriée. La solution de cette équation, après substitution de la valeur de la constante d’acidité, est :
Maintenant, en utilisant cette concentration d’ions hydronium, nous calculons le pH et avec cela le pOH, comme nous le faisions auparavant.
Enfin, le pOH est calculé en soustrayant le pH de 14 :
Notez dans ce cas que pOH est moins acide que dans le cas de HCl, même si les deux acides sont à la même concentration. C’est parce que c’est un acide faible alors que l’autre était fort.
Cas 4 : Fondations fragiles
Le calcul du pOH des bases faibles combine ce qui est appliqué dans le cas des bases fortes et des acides faibles, à savoir, un équilibre chimique doit être résolu comme dans le second, mais la concentration en OH est obtenue directement – puis calculer le pOH comme dans la première.
Exemple 4 : Déterminer le pOH d’une solution d’aniline 10 -2 molaire sachant qu’elle a une constante de basicité de 7,4.10 -10 .
Là encore on part de la réaction de dissociation de la base, mais dans ce cas c’est une base faible donc l’équilibre suivant s’établit :
Pour simplifier, l’aniline est représentée comme une base générique B. Le tableau ICE est rempli de manière analogue au cas précédent :
| B | H2O _ _ | BH + | oh- _ | |
| concentrations initiales | 10 -2M _ | — | 0 | 0 |
| Changement | -X | — | +X | +X |
| Concentrez-vous sur l’équilibre | 10 -2 –X | — | X | X |
Encore une fois, l’inconnu X est trouvé au moyen de la constante de basicité :
Comme précédemment, cette équation peut être réécrite comme une équation quadratique :
dont la solution est :
Avec cette concentration on peut directement calculer le pOH :
Il s’agit d’une valeur de pOH alcaline ou basique, ce qui est normal étant donné qu’il s’agit d’une solution d’aniline qui est une base. Cependant, on peut noter que, malgré le fait que l’aniline dans cette solution est 100 fois plus concentrée que l’hydroxyde de sodium dans la solution basique précédente, la concentration en ions hydroxyde est 365 fois plus faible, ce qui est une conséquence du fait que c’est une base considérablement faible.
Cas 5 : Calcul du pOH d’un système tampon ou d’une solution tampon pH
Les solutions tampons sont des mélanges d’un acide faible et d’un sel de sa base conjuguée ou d’une base faible avec un sel de son acide conjugué. Dans les deux cas, le pH et le pOH peuvent être calculés à l’aide de l’équation de Henderson-Hasselbalch. Cette équation a deux formes selon qu’il s’agit d’un acide faible et de sa base conjuguée ou d’une base faible et de son acide conjugué :
Système tampon acide faible/base conjuguée :
Système tampon base faible/acide conjugué :
où pKa et pKb sont, respectivement, les logarithmes négatifs en base dix des constantes d’acidité et de basicité.
Exemple 5 : Déterminer le pOH d’une solution tampon contenant de l’acide acétique 0,5 M et de l’acétate de sodium 0,3 M, sachant que la constante d’acidité de l’acide acétique est de 1,75.10 -5 .
Ce système correspond à un tampon d’acide faible avec un sel de sa base conjuguée, donc dans ce cas la première forme de l’équation de Henderson-Hasselbalch est utilisée pour calculer le pH et alors seulement le pOH est calculé. Les concentrations analytiques de l’acide et du sel (C acide et C sel ) peuvent être considérées comme de bonnes approximations des concentrations respectives de ces espèces à l’équilibre :
Exemple 6 : Déterminer le pOH d’une solution tampon contenant de l’ammoniac 0,3 M et du chlorure d’ammonium 0,5 M, sachant que la constante de basicité de l’ammoniac est de 1,8.10 -5 .
C’est le cas inverse du précédent. Ce tampon correspond à une base faible avec un sel de son acide conjugué. En utilisant la deuxième forme de l’équation de Henderson-Hasselbalch, le pOH peut être directement déterminé :
Les références
corrosionpédia. (2018, 5 novembre). pOH. Extrait de https://www.corrosionpedia.com/definition/895/poh
Brown, T. (2021). Chimie: The Central Science (11e éd.). Londres, Angleterre : Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS et Herranz, ZR (2020). Chimie (10e éd.). New York, NY : MCGRAW-HILL.
Covington, AK (1985, 1er janvier). Définition des échelles de pH, des valeurs de référence standard, de la mesure du pH et de la terminologie associée (Recommandations 1984). Extrait de https://www.degruyter.com/document/doi/10.1351/pac198557030531/html
Helmenstine, A. (2021, 5 août). Qu’est-ce que pOH ? Définition et calcul. Extrait de https://sciencenotes.org/what-is-poh-definition-and-calculation/
