Chapitre 3 – Modéliser les transformations acide-base

Thème 1 : Constitution et transformations de la matière | Physique-Chimie | Terminale générale (spécialité)

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

⏱ Durée de lecture estimée : ~17 min

Objectifs du chapitre :

Définir un acide et une base au sens de Brønsted (échange d'ion hydrogène \(H^+\))
Reconnaître un couple acide-base et écrire une réaction acide-base
Relier le pH à la concentration en ions oxonium \(H_3O^+\)
Utiliser l'autoprotolyse de l'eau et le produit ionique \(K_e\)
Définir la constante d'acidité \(K_A\) et le \(pK_A\) d'un couple
Exploiter la relation \(pH = pK_A + \log\!\big([\text{base}]/[\text{acide}]\big)\)
Construire un diagramme de prédominance et lire un diagramme de distribution
Distinguer un acide fort d'un acide faible à l'aide du taux d'avancement final

Situation. Le sang humain doit garder un pH très stable, autour de \(7{,}4\) : quelques dixièmes de plus ou de moins mettent la vie en danger. Une eau de piscine trop acide irrite les yeux, une eau trop basique entartre les canalisations. Un sol de jardin trop acide empêche certaines plantes de pousser. Dans tous ces cas, on cherche à mesurer l'acidité (le pH), à comprendre quelles espèces chimiques sont présentes selon ce pH, et à corriger le milieu. Ce chapitre construit les outils qui permettent de modéliser et de prévoir ces transformations acide-base.

1. Acide et base au sens de Brønsted

Définition Selon le modèle de Brønsted :

un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène \(H^+\) (un proton) ;
une base est une espèce chimique capable de capter un ion hydrogène \(H^+\).

L'ion hydrogène \(H^+\) est un simple proton : il n'existe jamais seul en solution, il est aussitôt capté par une molécule d'eau pour former l'ion oxonium \(H_3O^+\).

Couple acide-base À tout acide \(AH\) correspond la base conjuguée \(A^-\) obtenue en lui retirant un \(H^+\). L'ensemble forme un couple acide-base noté \(AH/A^-\), relié par la demi-équation :

\(AH \;\rightleftharpoons\; A^- + H^+\)

Lue de gauche à droite, l'acide cède le proton ; lue de droite à gauche, la base le capte.

Quelques couples usuels

Couple \(AH/A^-\)	Acide	Base conjuguée
\(CH_3COOH/CH_3COO^-\)	acide éthanoïque	ion éthanoate
\(NH_4^+/NH_3\)	ion ammonium	ammoniac
\(H_3O^+/H_2O\)	ion oxonium	eau
\(H_2O/HO^-\)	eau	ion hydroxyde

Remarque : l'eau apparaît dans deux couples — c'est une espèce amphotère (voir ci-dessous).

Espèce amphotère Une espèce est dite amphotère (ou ampholyte) lorsqu'elle peut se comporter soit comme un acide, soit comme une base : elle appartient à deux couples. L'eau \(H_2O\) est amphotère : acide du couple \(H_2O/HO^-\) et base du couple \(H_3O^+/H_2O\). L'ion hydrogénocarbonate \(HCO_3^-\) l'est aussi.

Réaction acide-base Une réaction acide-base est un transfert d'ion hydrogène \(H^+\) entre l'acide d'un couple et la base d'un autre couple. Elle met donc en jeu deux couples \(A_1H/A_1^-\) et \(A_2H/A_2^-\) :

\(A_1H + A_2^- \;\rightleftharpoons\; A_1^- + A_2H\)

On l'obtient en combinant les deux demi-équations de façon que le proton \(H^+\) cédé par l'un soit capté par l'autre (il ne doit jamais rester de \(H^+\) libre dans le bilan).

Exemple — l'acide éthanoïque dans l'eau. L'acide éthanoïque \(CH_3COOH\) réagit avec l'eau. On combine les deux couples \(CH_3COOH/CH_3COO^-\) et \(H_3O^+/H_2O\) :

\(CH_3COOH + H_2O \;\rightleftharpoons\; CH_3COO^- + H_3O^+\)

Le proton cédé par \(CH_3COOH\) est capté par la molécule d'eau, qui devient \(H_3O^+\). Il n'apparaît aucun \(H^+\) libre dans le bilan : c'est bien un transfert.

Mini-exercice 1. Donner la base conjuguée de l'acide nitreux \(HNO_2\), puis écrire la réaction de \(HNO_2\) avec l'eau (couples \(HNO_2/NO_2^-\) et \(H_3O^+/H_2O\)).

En retirant un \(H^+\) à \(HNO_2\), on obtient la base conjuguée \(NO_2^-\) (ion nitrite). La réaction avec l'eau s'écrit :
\(HNO_2 + H_2O \rightleftharpoons NO_2^- + H_3O^+\). L'acide \(HNO_2\) cède son proton, l'eau (base) le capte.

2. Autoprotolyse de l'eau et produit ionique \(K_e\)

Autoprotolyse de l'eau Même très pure, l'eau conduit un peu le courant : c'est qu'une très faible partie de ses molécules réagissent entre elles. Une molécule d'eau (acide) cède un \(H^+\) à une autre molécule d'eau (base) :

\(2\,H_2O \;\rightleftharpoons\; H_3O^+ + HO^-\)

Cette réaction, appelée autoprotolyse de l'eau, produit en quantités égales des ions oxonium \(H_3O^+\) et des ions hydroxyde \(HO^-\).

Produit ionique de l'eau À une température donnée, le produit des concentrations en \(H_3O^+\) et \(HO^-\) est une constante, le produit ionique de l'eau \(K_e\) :

\(K_e = [H_3O^+]\times[HO^-]\)

À 25 °C : \(K_e = 1{,}0\times 10^{-14}\), soit \(pK_e = -\log K_e = 14{,}0\). Cette relation est valable dans toute solution aqueuse (acide, neutre ou basique), pas seulement dans l'eau pure. (Les concentrations sont en \(\text{mol·L}^{-1}\).)

Exemple — eau pure à 25 °C. Dans l'eau pure, l'autoprotolyse impose \([H_3O^+]=[HO^-]\). En reportant dans \(K_e\) :
\([H_3O^+]^2 = K_e = 1{,}0\times10^{-14}\), donc \([H_3O^+] = \sqrt{10^{-14}} = 1{,}0\times10^{-7}\ \text{mol·L}^{-1}\).
On verra au §3 que cela correspond à un pH de \(7{,}0\) : l'eau pure est neutre.

Mini-exercice 2. Dans une solution basique à 25 °C, on mesure \([HO^-] = 1{,}0\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\). Calculer \([H_3O^+]\).

On utilise \(K_e = [H_3O^+]\times[HO^-]\), donc \([H_3O^+] = \dfrac{K_e}{[HO^-]} = \dfrac{1{,}0\times10^{-14}}{1{,}0\times10^{-3}} = 1{,}0\times10^{-11}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\([H_3O^+]\) est bien très petit devant \([HO^-]\) : la solution est basique.

3. Le pH et la concentration en ions oxonium

Définition du pH Le pH (potentiel hydrogène) mesure l'acidité d'une solution aqueuse. Il est relié à la concentration en ions oxonium \([H_3O^+]\) (en \(\text{mol·L}^{-1}\)) par :

\(pH = -\log[H_3O^+] \qquad\text{et réciproquement}\qquad [H_3O^+] = 10^{-pH}\)

Le pH est une grandeur sans unité. Comme la fonction \(-\log\) est décroissante : plus \([H_3O^+]\) est grand, plus le pH est petit (solution acide).

Acide, neutre ou basique (à 25 °C) En comparant \([H_3O^+]\) et \([HO^-]\) (dont le produit vaut \(K_e=10^{-14}\)) :

solution acide : \([H_3O^+]\gt[HO^-]\), soit \(pH\lt 7\) ;
solution neutre : \([H_3O^+]=[HO^-]=10^{-7}\), soit \(pH = 7\) ;
solution basique : \([H_3O^+]\lt[HO^-]\), soit \(pH\gt 7\).

L'échelle usuelle en solution aqueuse s'étend de \(0\) (très acide) à \(14\) (très basique).

Exemple travaillé — pH d'une solution d'acide chlorhydrique. On dissout du chlorure d'hydrogène de manière à obtenir \([H_3O^+] = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\(pH = -\log(1{,}0\times10^{-2}) = -(-2) = 2{,}0\). La solution est acide (\(pH\lt 7\)).
Réciproquement, si l'on mesure \(pH = 3{,}5\), alors \([H_3O^+] = 10^{-3{,}5} = 3{,}2\times10^{-4}\ \text{mol·L}^{-1}\).

Méthode — passer du pH à \([H_3O^+]\) et inversement

Connaissant \([H_3O^+]\) : appliquer \(pH = -\log[H_3O^+]\).
Connaissant le pH : appliquer \([H_3O^+] = 10^{-pH}\) (touche \(10^x\) de la calculatrice).
Pour \([HO^-]\) : passer par \([HO^-] = \dfrac{K_e}{[H_3O^+]}\).
Vérifier la cohérence : \(pH\lt 7\Rightarrow\) acide ; \(pH\gt 7\Rightarrow\) basique.

Mini-exercice 3. Une eau minérale a un pH de \(6{,}0\). Calculer \([H_3O^+]\) puis \([HO^-]\) (à 25 °C). Cette eau est-elle acide, neutre ou basique ?

\([H_3O^+] = 10^{-6{,}0} = 1{,}0\times10^{-6}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\([HO^-] = \dfrac{K_e}{[H_3O^+]} = \dfrac{10^{-14}}{10^{-6}} = 1{,}0\times10^{-8}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\([H_3O^+]\gt[HO^-]\) et \(pH\lt 7\) : l'eau est légèrement acide.

Attention — un logarithme décimal Le \(\log\) utilisé ici est le logarithme décimal (base 10), pas le logarithme népérien \(\ln\). Sur la calculatrice, c'est la touche log (et non ln). Une erreur de touche fausse tout le calcul de pH.

4. Constante d'acidité \(K_A\) et \(pK_A\)

Constante d'acidité À la réaction d'un acide \(AH\) avec l'eau, \(AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+\), on associe une constante caractéristique du couple, la constante d'acidité \(K_A\) :

\(K_A = \dfrac{[A^-]\,[H_3O^+]}{[AH]}\)

Elle ne dépend que du couple \(AH/A^-\) et de la température (l'eau, solvant, n'y figure pas). Plus \(K_A\) est grand, plus l'acide cède facilement son proton : plus l'acide est fort.

\(pK_A\) Comme \(K_A\) prend des valeurs très petites, on utilise plutôt son cologarithme :

\(pK_A = -\log K_A \qquad\text{et}\qquad K_A = 10^{-pK_A}\)

Plus \(K_A\) est grand, plus \(pK_A\) est petit. Un acide est d'autant plus fort que son \(pK_A\) est faible.

Quelques \(pK_A\) à 25 °C

Couple	\(pK_A\)	Caractère de l'acide
\(CH_3COOH/CH_3COO^-\)	4,8	acide faible
\(CO_2,H_2O/HCO_3^-\)	6,4	acide faible
\(NH_4^+/NH_3\)	9,2	acide très faible
\(HCO_3^-/CO_3^{2-}\)	10,3	acide très faible

Exemple. Le couple \(CH_3COOH/CH_3COO^-\) a \(K_A = 1{,}6\times10^{-5}\). Alors \(pK_A = -\log(1{,}6\times10^{-5}) = 4{,}8\).
Inversement, le couple \(NH_4^+/NH_3\) a \(pK_A = 9{,}2\), donc \(K_A = 10^{-9{,}2} = 6{,}3\times10^{-10}\) : beaucoup plus petit, l'ion ammonium est un acide plus faible que l'acide éthanoïque.

Mini-exercice 4. L'acide méthanoïque a une constante d'acidité \(K_A = 1{,}8\times10^{-4}\). Calculer son \(pK_A\). Est-il plus fort ou plus faible que l'acide éthanoïque (\(pK_A = 4{,}8\)) ?

\(pK_A = -\log(1{,}8\times10^{-4}) = 3{,}7\).
\(3{,}7\lt 4{,}8\) : un \(pK_A\) plus petit signifie un acide plus fort. L'acide méthanoïque est donc plus fort que l'acide éthanoïque.

5. Relation entre pH et \(pK_A\) — diagramme de prédominance

Relation fondamentale En partant de \(K_A = \dfrac{[A^-]\,[H_3O^+]}{[AH]}\) et en prenant le cologarithme des deux membres, on obtient la relation qui relie le pH du milieu au \(pK_A\) du couple :

\(pH = pK_A + \log\!\left(\dfrac{[A^-]}{[AH]}\right) = pK_A + \log\!\left(\dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]}\right)\)

Elle montre que le pH ne dépend pas seulement de l'acide, mais du rapport entre la base conjuguée et l'acide présents dans la solution.

Espèce prédominante En isolant le rapport : \(\dfrac{[A^-]}{[AH]} = 10^{\,pH - pK_A}\). On en déduit, en comparant pH et \(pK_A\) :

\(pH = pK_A \Rightarrow [A^-] = [AH]\) : les deux espèces sont en quantités égales ;
\(pH\lt pK_A \Rightarrow [AH]\gt[A^-]\) : l'acide \(AH\) prédomine ;
\(pH\gt pK_A \Rightarrow [A^-]\gt[AH]\) : la base \(A^-\) prédomine.

On considère qu'une espèce est largement majoritaire (rapport supérieur à 10) dès que l'on s'écarte de plus d'une unité de pH du \(pK_A\).

Exemple travaillé — calcul d'un rapport. Une solution contient le couple \(CH_3COOH/CH_3COO^-\) (\(pK_A = 4{,}8\)) à \(pH = 5{,}8\). Quelle forme prédomine, et dans quel rapport ?
\(\dfrac{[CH_3COO^-]}{[CH_3COOH]} = 10^{\,pH - pK_A} = 10^{\,5{,}8-4{,}8} = 10^{1} = 10\).
La base \(CH_3COO^-\) est 10 fois plus concentrée que l'acide : elle prédomine (cohérent avec \(pH\gt pK_A\)). À l'inverse, à \(pH = 3{,}8\), le rapport vaudrait \(10^{-1}=0{,}1\) et l'acide prédominerait.

Méthode — trouver l'espèce prédominante

Repérer le \(pK_A\) du couple et le pH du milieu.
Comparer : si \(pH\lt pK_A\), l'acide prédomine ; si \(pH\gt pK_A\), la base prédomine ; si égalité, quantités égales.
Pour le rapport exact : \(\dfrac{[\text{base}]}{[\text{acide}]} = 10^{\,pH-pK_A}\).

Mini-exercice 5. Dans le sang (\(pH = 7{,}4\)) intervient le couple \(CO_2,H_2O/HCO_3^-\) de \(pK_A = 6{,}4\). Quelle espèce prédomine ? Donner le rapport \([HCO_3^-]/[CO_2,H_2O]\).

\(pH = 7{,}4 \gt pK_A = 6{,}4\) : la base \(HCO_3^-\) (ion hydrogénocarbonate) prédomine.
\(\dfrac{[HCO_3^-]}{[CO_2,H_2O]} = 10^{\,7{,}4-6{,}4} = 10^{1} = 10\) : il y a 10 fois plus d'ions hydrogénocarbonate que de dioxyde de carbone dissous.

6. Diagramme de distribution

Diagramme de distribution Le diagramme de distribution représente, en fonction du pH, le pourcentage (ou fraction) de chaque espèce du couple par rapport à la quantité totale d'acide et de base. On y lit deux courbes :

la fraction de la forme acide \(AH\), qui diminue quand le pH augmente ;
la fraction de la forme base \(A^-\), qui augmente quand le pH augmente.

Les deux courbes se croisent à \(pH = pK_A\), où chaque espèce représente exactement \(50\ \%\) du total.

Exemple — lecture du diagramme. Sur le diagramme ci-dessus :

À \(pH = 3{,}8\) (une unité sous le \(pK_A\)) : la forme acide \(CH_3COOH\) représente environ \(90\ \%\), la base environ \(10\ \%\).
À \(pH = 4{,}8 = pK_A\) : les deux courbes se croisent à \(50\ \%\) chacune.
À \(pH = 5{,}8\) (une unité au-dessus) : la base \(CH_3COO^-\) atteint environ \(90\ \%\).

Le diagramme de distribution est la version « quantitative » du diagramme de prédominance : mêmes conclusions, mais avec les pourcentages.

Mini-exercice 6. Sur le diagramme de distribution ci-dessus, à \(pH = 6{,}8\), la forme base représente environ \(99\ \%\) du couple. Justifier ce résultat à l'aide du rapport \([A^-]/[AH]\).

\(\dfrac{[A^-]}{[AH]} = 10^{\,pH-pK_A} = 10^{\,6{,}8-4{,}8} = 10^{2} = 100\).
Sur \(100+1 = 101\) « parts », la base en occupe \(100\), soit \(\dfrac{100}{101}\approx 0{,}99 = 99\ \%\). La forme acide ne représente plus que \(1\ \%\) : la base est très largement prédominante.

7. Force des acides et taux d'avancement

Acide fort, acide faible Quand un acide \(AH\) est dissous dans l'eau, il réagit selon \(AH + H_2O \rightleftharpoons A^- + H_3O^+\) :

un acide fort réagit totalement : toutes ses molécules cèdent leur proton (ex. le chlorure d'hydrogène \(HCl\)) ;
un acide faible ne réagit que partiellement : à l'état final, il reste de l'acide \(AH\) non dissocié en équilibre avec \(A^-\) (ex. l'acide éthanoïque).

Même définition pour les bases : une base forte capte totalement le proton, une base faible partiellement.

Taux d'avancement final Le taux d'avancement final \(\tau\) mesure la proportion de réactif effectivement transformé :

\(\tau = \dfrac{x_f}{x_{max}}\)

où \(x_f\) est l'avancement à l'état final réellement atteint et \(x_{max}\) l'avancement maximal (réaction supposée totale). \(\tau\) est compris entre \(0\) et \(1\) (soit \(0\ \%\) à \(100\ \%\)).

Acide fort : \(\tau = 1\) (transformation totale) ;
Acide faible : \(\tau\lt 1\) (transformation partielle).

Pour un acide \(AH\) de concentration apportée \(c\), l'avancement se lit sur \([H_3O^+]\) formé : \(\tau = \dfrac{[H_3O^+]_f}{c}\).

Exemple travaillé — comparer deux acides à même concentration. On prépare deux solutions à \(c = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\).
a) Acide chlorhydrique : on mesure \(pH = 2{,}0\), donc \([H_3O^+]_f = 10^{-2{,}0} = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1} = c\).
\(\tau = \dfrac{[H_3O^+]_f}{c} = \dfrac{1{,}0\times10^{-2}}{1{,}0\times10^{-2}} = 1{,}0\) : la réaction est totale, c'est un acide fort.
b) Acide éthanoïque : on mesure \(pH = 3{,}4\), donc \([H_3O^+]_f = 10^{-3{,}4} = 4{,}0\times10^{-4}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\(\tau = \dfrac{4{,}0\times10^{-4}}{1{,}0\times10^{-2}} = 0{,}040 = 4{,}0\ \%\) : la réaction est très partielle, c'est un acide faible.
À concentration égale, l'acide faible donne un pH plus élevé (moins acide) que l'acide fort.

Mini-exercice 7. Une solution d'acide méthanoïque de concentration \(c = 1{,}0\times10^{-2}\ \text{mol·L}^{-1}\) a un pH de \(2{,}9\). Calculer \([H_3O^+]_f\) puis le taux d'avancement final \(\tau\). L'acide est-il fort ou faible ?

\([H_3O^+]_f = 10^{-2{,}9} = 1{,}3\times10^{-3}\ \text{mol·L}^{-1}\).
\(\tau = \dfrac{[H_3O^+]_f}{c} = \dfrac{1{,}3\times10^{-3}}{1{,}0\times10^{-2}} = 0{,}13 = 13\ \%\).
\(\tau\lt 1\) : la transformation est partielle, c'est un acide faible (mais plus dissocié que l'acide éthanoïque, ce qui est cohérent avec son \(pK_A\) plus petit).

8. Solution tampon (introduction)

Solution tampon Une solution tampon est une solution dont le pH varie très peu lorsqu'on lui ajoute une petite quantité d'acide ou de base, ou lorsqu'on la dilue modérément. On l'obtient en mélangeant, en quantités comparables, un acide faible et sa base conjuguée (le couple \(AH/A^-\)).

pH d'un tampon D'après \(pH = pK_A + \log\!\big([A^-]/[AH]\big)\), lorsque \([A^-]\approx[AH]\), le logarithme est proche de \(0\) et donc :

\(pH \approx pK_A\)

Un ajout modéré d'acide ou de base ne modifie que légèrement le rapport \([A^-]/[AH]\) : le pH reste voisin du \(pK_A\). C'est le rôle « stabilisateur » du tampon.

Exemple — le sang, un milieu tamponné. Le couple \(CO_2,H_2O/HCO_3^-\) (\(pK_A = 6{,}4\)), présent en grande quantité dans le sang, contribue à maintenir le pH sanguin autour de \(7{,}4\). C'est ce tampon qui empêche des variations dangereuses de pH lors d'un effort ou d'un repas. On retrouve des tampons dans les produits cosmétiques, les médicaments et les milieux de culture.

9. Applications concrètes

Où rencontre-t-on ces notions ?

Santé : le pH du sang (\(7{,}4\)), de l'estomac (\(\approx 1{,}5\), très acide), de la peau (\(\approx 5{,}5\)) ; les tampons biologiques régulent ces valeurs.
Traitement de l'eau (piscine, aquarium) : on ajuste le pH autour de \(7{,}2\)–\(7{,}6\) pour le confort et l'efficacité du chlore ; on utilise des couples tampons.
Agriculture / jardinage : le pH du sol conditionne l'assimilation des éléments nutritifs ; on « chaule » un sol trop acide.
Produits ménagers : détartrants acides (acide citrique, vinaigre) contre le calcaire ; déboucheurs basiques (soude) contre les graisses.
Agroalimentaire : le pH contrôle la conservation (yaourts, cornichons au vinaigre) et le goût des boissons.

Erreurs fréquentes

❌ Confondre acide fort et acide concentré → ✅ « fort/faible » décrit la dissociation (le taux \(\tau\)), « concentré/dilué » décrit la concentration \(c\). Un acide faible peut être concentré, un acide fort peut être dilué.
❌ Se tromper de sens pour le pH : croire que « plus \([H_3O^+]\) augmente, plus le pH augmente » → ✅ à cause du signe « moins » du \(\log\), quand \([H_3O^+]\) augmente, le pH diminue.
❌ Inverser la prédominance : penser que l'acide prédomine quand \(pH\gt pK_A\) → ✅ l'acide prédomine quand \(pH\lt pK_A\), la base quand \(pH\gt pK_A\).
❌ Oublier le signe dans \(pK_A = -\log K_A\) (écrire \(pK_A=\log K_A\)) → ✅ le \(pK_A\) est positif car \(K_A\lt 1\), il y a bien un signe « moins ».
❌ Utiliser \(\ln\) au lieu de \(\log\) → ✅ toutes les formules de pH utilisent le logarithme décimal (touche log).
❌ Écrire un \(H^+\) libre dans le bilan d'une réaction acide-base → ✅ le proton est toujours transféré à une base (souvent l'eau, qui devient \(H_3O^+\)).

À retenir

Brønsted : acide = cède \(H^+\) ; base = capte \(H^+\). Couple \(AH/A^-\) ; réaction acide-base = transfert de \(H^+\) entre deux couples.
Autoprotolyse : \(2H_2O\rightleftharpoons H_3O^+ + HO^-\) ; \(K_e = [H_3O^+][HO^-] = 10^{-14}\) à 25 °C.
pH : \(pH = -\log[H_3O^+]\) et \([H_3O^+] = 10^{-pH}\). Neutre \(pH=7\), acide \(pH\lt 7\), basique \(pH\gt 7\).
Constante d'acidité : \(K_A = \dfrac{[A^-][H_3O^+]}{[AH]}\), \(pK_A = -\log K_A\). Acide d'autant plus fort que \(pK_A\) est petit.
Relation clé : \(pH = pK_A + \log\!\big([\text{base}]/[\text{acide}]\big)\) ; \(\dfrac{[A^-]}{[AH]}=10^{\,pH-pK_A}\).
Prédominance : \(pH\lt pK_A\) → acide ; \(pH\gt pK_A\) → base ; \(pH=pK_A\) → égalité. Distribution : croisement à \(50\ \%\) en \(pH=pK_A\).
Force : \(\tau = x_f/x_{max}\). Acide fort \(\tau=1\) ; acide faible \(\tau\lt 1\).
Tampon : mélange \(AH + A^-\) en quantités comparables → \(pH\approx pK_A\), peu sensible aux ajouts.