PH des Solutions Acides et Basiques Faibles

Contexte : L'équilibre acido-basique.

Contrairement aux acides et bases forts qui se dissocient totalement dans l'eau, les acides faiblesUn acide qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau, établissant un équilibre entre la forme acide et sa base conjuguée. et les bases faiblesUne base qui n'accepte que partiellement les protons de l'eau, établissant un équilibre. ne réagissent que partiellement, créant un équilibre chimique. Le calcul du pH de leurs solutions est donc plus complexe et fait intervenir les constantes d'acidité (\(K_{\text{a}}\)) ou de basicité (\(K_{\text{b}}\)). Cet exercice vous guidera à travers la méthode de calcul pour une solution d'acide acétique et une solution d'ammoniac, deux exemples classiques.

Remarque Pédagogique : Cet exercice est fondamental pour comprendre les équilibres chimiques en solution. Maîtriser ce calcul vous permettra de prédire l'acidité de nombreuses solutions rencontrées en biologie, pharmacie ou dans l'industrie agroalimentaire.

Objectifs Pédagogiques

Comprendre la différence entre un électrolyte fort et un électrolyte faible.
Savoir écrire l'équation de la réaction d'un acide ou d'une base faible avec l'eau.
Maîtriser l'utilisation des constantes \(K_{\text{a}}\) et \(K_{\text{b}}\) pour déterminer le pH.
Appliquer les approximations nécessaires pour simplifier les calculs de pH.

Données de l'étude

On s'intéresse à deux solutions aqueuses préparées à 25 °C : une solution A d'acide acétique (\(CH_3COOH\)) et une solution B d'ammoniac (\(NH_3\)).

Solution	Espèce	Concentration Initiale (C)	Constante d'équilibre
Solution A	Acide acétique (\(CH_3COOH\))	0.10 mol/L	\(K_{\text{a}} = 1.8 \times 10^{-5}\)
Solution B	Ammoniac (\(NH_3\))	0.10 mol/L	\(K_{\text{b}} = 1.8 \times 10^{-5}\)

On donne le produit ionique de l'eau à 25 °C : \(K_{\text{e}} = 1.0 \times 10^{-14}\).

Questions à traiter

Calculer le pH de la solution A d'acide acétique.
Calculer le coefficient de dissociation \(\alpha\) de l'acide acétique dans la solution A.
Calculer le pOH de la solution B d'ammoniac.
En déduire le pH de la solution B.

Les bases sur les Acides et Bases Faibles

Un acide faible HA ne se dissocie que partiellement dans l'eau selon l'équilibre :

HA_{(\text{aq})} + H_2O_{(\text{l})} \rightleftharpoons A^-_{(\text{aq})} + H_3O^+_{(\text{aq})}

Cet équilibre est caractérisé par la constante d'acidité \(K_{\text{a}}\). De même, une base faible B réagit partiellement avec l'eau :

B_{(\text{aq})} + H_2O_{(\text{l})} \rightleftharpoons BH^+_{(\text{aq})} + OH^-_{(\text{aq})}

Cet équilibre est caractérisé par la constante de basicité \(K_{\text{b}}\).

Formules Approchées du pH
Pour un acide faible, si l'acide est peu dissocié et que l'autodissociation de l'eau est négligeable, le pH se calcule par : \[ pH = \frac{1}{2} (pK_{\text{a}} - \log C_{\text{a}}) \]

Pour une base faible, sous les mêmes types d'approximations, on calcule d'abord le pOH :
\[ pOH = \frac{1}{2} (pK_{\text{b}} - \log C_{\text{b}}) \] Puis on en déduit le pH avec la relation : \[ pH = 14 - pOH \]

Correction : Calcul du pH des Solutions Acides et Basiques Faibles

Question 1 : Calculer le pH de la solution A d'acide acétique.

Principe

L'acide acétique étant un acide faible, il ne se dissocie pas entièrement dans l'eau. Un équilibre s'établit entre l'acide moléculaire et ses ions. Le pH dépend de la position de cet équilibre, qui est quantifiée par la constante d'acidité \(K_{\text{a}}\). Le concept physique est donc celui de l'équilibre chimique appliqué à une réaction acido-basique.

Mini-Cours

La constante d'acidité \(K_{\text{a}}\) est la constante d'équilibre de la réaction de l'acide avec l'eau. Pour un acide HA, \(K_{\text{a}} = \frac{[A^-][H_3O^+]}{[HA]}\). Le \(pK_{\text{a}}\), défini comme \(-\log(K_{\text{a}})\), est une mesure pratique de la force d'un acide : plus le \(pK_{\text{a}}\) est faible, plus l'acide est fort. Pour les calculs, on établit un tableau d'avancement pour trouver les concentrations à l'équilibre et résoudre l'équation du second degré en \([H_3O^+]\). Cependant, des hypothèses simplificatrices permettent souvent d'aboutir à une formule plus simple.

Remarque Pédagogique

L'erreur classique est de traiter un acide faible comme un acide fort et d'utiliser la formule \(pH = -\log(C)\). Rappelez-vous toujours : si une constante d'équilibre (\(K_{\text{a}}\) ou \(K_{\text{b}}\)) est fournie, c'est un signe que la dissociation n'est pas totale et qu'il faut utiliser une méthode de calcul adaptée aux équilibres.

Normes

En chimie des solutions, les "normes" se réfèrent aux conditions standard thermodynamiques dans lesquelles les constantes d'équilibre sont définies. Sauf indication contraire, ces calculs sont effectués à une température de 25 °C (298.15 K) et une pression de 1 bar, où le produit ionique de l'eau \(K_{\text{e}}\) vaut \(1.0 \times 10^{-14}\).

Formule(s)

Relation \(pK_{\text{a}}\) et \(K_{\text{a}}\)

pK_{\text{a}} = -\log(K_{\text{a}})

Formule approchée du pH d'un acide faible

pH = \frac{1}{2} (pK_{\text{a}} - \log C_{\text{a}})

Hypothèses

Pour utiliser la formule approchée, nous posons deux hypothèses : 1) L'acide est suffisamment faible et sa concentration assez élevée pour que sa dissociation soit faible (\([A^-] \ll C_{\text{a}}\)). 2) L'autoprotolyse de l'eau est négligeable, c'est-à-dire que les ions \(H_3O^+\) provenant de l'eau sont en quantité très faible devant ceux provenant de l'acide.

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Concentration en acide acétique	\(C_{\text{a}}\)	0.10	mol/L
Constante d'acidité	\(K_{\text{a}}\)	\(1.8 \times 10^{-5}\)	-

Astuces

Pour vérifier rapidement la validité de l'hypothèse de faible dissociation, on peut vérifier si le \(pK_{\text{a}}\) est supérieur à 2 et si la concentration n'est pas trop faible. Une règle plus formelle est de s'assurer que \(\frac{C_{\text{a}}}{K_{\text{a}}} > 100\). Ici, \(0.1 / (1.8 \times 10^{-5}) \approx 5555\), donc l'approximation est excellente.

Schéma (Avant les calculs)

Solution Initiale d'Acide Acétique

Calcul(s)

Étape 1 : Calcul du \(pK_{\text{a}}\)

On calcule d'abord le \(pK_{\text{a}}\) à partir de la constante d'acidité \(K_{\text{a}}\).

\begin{aligned} pK_{\text{a}} &= -\log(K_{\text{a}}) \\ &= -\log(1.8 \times 10^{-5}) \\ &\approx 4.74 \end{aligned}

Étape 2 : Calcul du pH

On applique la formule du pH en remplaçant les valeurs connues, puis on résout étape par étape.

\begin{aligned} pH &= \frac{1}{2} (pK_{\text{a}} - \log C_{\text{a}}) \\ &= \frac{1}{2} (4.74 - \log(0.10)) \\ &= \frac{1}{2} (4.74 - (-1)) \\ &= \frac{1}{2} (5.74) \\ \Rightarrow pH &= 2.87 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Solution à l'Équilibre

Réflexions

Le pH obtenu (2.87) est bien acide (inférieur à 7), ce qui est cohérent. Si l'acide avait été fort, à la même concentration, le pH aurait été de \(-\log(0.1) = 1\). La valeur plus élevée de 2.87 confirme bien qu'il s'agit d'un acide faible qui ne se dissocie que partiellement.

Points de vigilance

La principale source d'erreur est l'oubli du facteur 1/2 dans la formule du pH. Une autre erreur courante est une mauvaise utilisation de la calculatrice pour le logarithme, notamment avec les puissances de dix. Vérifiez toujours la cohérence de votre résultat : un pH d'acide doit être inférieur à 7.

Points à retenir

Pour un acide faible, le pH dépend à la fois de sa force (caractérisée par le \(pK_{\text{a}}\)) et de sa concentration (C). La formule \(pH = 1/2 (pK_{\text{a}} - \log C_{\text{a}})\) est un outil puissant et rapide, mais il ne faut l'utiliser qu'après avoir vérifié que les conditions d'approximation sont respectées.

Le saviez-vous ?

L'acide acétique est le principal composant du vinaigre (après l'eau), lui donnant son goût aigre et son odeur piquante. La fermentation du vin en vinaigre est en fait une oxydation de l'éthanol en acide acétique par des bactéries !

FAQ

Résultat Final

Le pH de la solution A d'acide acétique à 0.10 mol/L est de 2.87.

A vous de jouer

Calculez le pH d'une solution d'acide formique (\(pK_{\text{a}} = 3.75\)) à une concentration de 0.05 mol/L.

Question 2 : Calculer le coefficient de dissociation \(\alpha\).

Principe

Le coefficient de dissociation \(\alpha\) est un indicateur quantitatif de la "faiblesse" d'un électrolyte. Il représente la fraction des molécules initiales qui se sont ionisées à l'équilibre. Physiquement, c'est le rapport entre ce qui a réagi et ce qui a été introduit au départ.

Mini-Cours

Pour un acide faible HA, \(\alpha\) est défini comme le rapport de la concentration de la base conjuguée à l'équilibre sur la concentration initiale de l'acide : \(\alpha = [A^-]_{\text{eq}} / C_{\text{a}}\). Comme la stœchiométrie de la réaction est de 1:1, on a aussi \([A^-]_{\text{eq}} = [H_3O^+]_{\text{eq}}\) (en négligeant l'eau). Le coefficient \(\alpha\) est un nombre sans dimension, souvent exprimé en pourcentage. Une valeur faible (typiquement < 5%) confirme la nature faible de l'acide.

Remarque Pédagogique

Le calcul de \(\alpha\) est une excellente façon de vérifier a posteriori la validité des hypothèses que vous avez posées pour la formule du pH. Si vous trouvez un \(\alpha\) de 0.5 (soit 50%), votre approximation de "faible dissociation" était incorrecte et il faudrait résoudre l'équation du second degré complète.

Normes

Il n'y a pas de "norme" réglementaire pour \(\alpha\), mais il existe une convention largement acceptée en chimie : si \(\alpha < 5\%\), les approximations sont généralement considérées comme valides et l'erreur induite est acceptable pour la plupart des calculs.

Formule(s)

Relation pH et \([H_3O^+]\)

[H_3O^+] = 10^{-pH}

Définition de \(\alpha\)

\alpha = \frac{[H_3O^+]_{\text{eq}}}{C_{\text{a}}}

Hypothèses

Le calcul de \([H_3O^+]\) à partir du pH est une définition et ne requiert pas d'hypothèse. Le calcul de \(\alpha\) s'appuie sur la valeur de pH trouvée précédemment, il hérite donc des hypothèses faites à la question 1.

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
pH de la solution A	pH	2.87	-
Concentration initiale	\(C_{\text{a}}\)	0.10	mol/L

Astuces

Pour transformer rapidement \(\alpha\) en pourcentage, multipliez simplement la valeur par 100. Cela rend le résultat plus parlant : un \(\alpha\) de 0.0135 est plus difficile à interpréter qu'un pourcentage de 1.35%.

Schéma (Avant les calculs)

Concept de la Dissociation Partielle

Calcul(s)

Étape 1 : Calcul de \([H_3O^+]\)

On utilise le pH calculé à la question précédente pour trouver la concentration en ions hydronium.

\begin{aligned} [H_3O^+]_{\text{eq}} &= 10^{-pH} \\ &= 10^{-2.87} \\ &\approx 1.35 \times 10^{-3} \text{ mol/L} \end{aligned}

Étape 2 : Calcul de \(\alpha\)

On rapporte la concentration à l'équilibre à la concentration initiale.

\begin{aligned} \alpha &= \frac{[H_3O^+]_{\text{eq}}}{C_{\text{a}}} \\ &= \frac{1.35 \times 10^{-3}}{0.10} \\ \Rightarrow \alpha &= 0.0135 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Pourcentage de Dissociation

Réflexions

Un coefficient de 0.0135 signifie que seulement 1.35% des molécules d'acide acétique se sont dissociées. Cela confirme notre hypothèse qu'il s'agit d'un acide faible et justifie l'utilisation de la formule de pH approchée. La grande majorité de l'acide reste sous sa forme moléculaire \(CH_3COOH\).

Points de vigilance

Attention à ne pas oublier de diviser par la concentration initiale \(C_{\text{a}}\). Le coefficient \(\alpha\) est un rapport, pas une concentration. Veillez aussi à utiliser la concentration en \(H_3O^+\) à l'équilibre, et non une autre valeur.

Points à retenir

Le coefficient de dissociation \(\alpha\) est un outil clé pour juger de la force d'un électrolyte et pour valider les approximations de calcul. Il est directement lié à la concentration des ions formés et donc au pH. Retenez : \(\alpha = [\text{produit}]/C_{\text{initial}}\).

Le saviez-vous ?

Le chimiste suédois Svante Arrhenius a été l'un des premiers à proposer la théorie de la dissociation électrolytique à la fin du 19ème siècle, expliquant que les acides, bases et sels se séparent en ions en solution. Son idée fut d'abord très critiquée avant de lui valoir le prix Nobel de chimie en 1903.

FAQ

Résultat Final

Le coefficient de dissociation de l'acide acétique est \(\alpha = 0.0135\) (soit 1.35%).

A vous de jouer

Une solution d'un acide faible (\(C_{\text{a}} = 0.2 \text{ M}\)) a un pH de 3.0. Quel est son coefficient de dissociation \(\alpha\) ?

Question 3 : Calculer le pOH de la solution B d'ammoniac.

Principe

L'ammoniac est une base faible. Il réagit partiellement avec l'eau pour produire des ions hydroxyde (\(OH^-\)) et son acide conjugué (\(NH_4^+\)). Le pOH, qui mesure la concentration en ions \(OH^-\), dépend de la position de cet équilibre, gouverné par la constante de basicité \(K_{\text{b}}\). La démarche est symétrique à celle d'un acide faible.

Mini-Cours

La constante de basicité \(K_{\text{b}}\) est définie pour la réaction \(B + H_2O \rightleftharpoons BH^+ + OH^-\) par \(K_{\text{b}} = \frac{[BH^+][OH^-]}{[B]}\). Le \(pK_{\text{b}} = -\log(K_{\text{b}})\) est une mesure de la force d'une base : plus le \(pK_{\text{b}}\) est faible, plus la base est forte. Pour calculer le pOH, on peut utiliser une formule approchée si la base est suffisamment faible et concentrée.

Remarque Pédagogique

Ne soyez pas dérouté par le calcul du pOH. C'est l'étape naturelle pour une base, tout comme le calcul du pH l'est pour un acide. Pensez "base -> \(OH^-\) -> pOH". La conversion en pH ne vient qu'à la toute fin. C'est une méthode qui structure la pensée et évite les erreurs.

Normes

Comme pour les acides, les calculs sont effectués dans les conditions standard (25 °C, 1 bar), où la relation entre les constantes d'un couple acide/base conjugué est \(K_{\text{a}} \times K_{\text{b}} = K_{\text{e}} = 10^{-14}\).

Formule(s)

Relation \(pK_{\text{b}}\) et \(K_{\text{b}}\)

pK_{\text{b}} = -\log(K_{\text{b}})

Formule du pOH d'une base faible

pOH = \frac{1}{2} (pK_{\text{b}} - \log C_{\text{b}})

Hypothèses

Nous faisons les mêmes hypothèses que pour l'acide faible : 1) La base est faiblement protonée (\([BH^+] \ll C_{\text{b}}\)). 2) L'autoprotolyse de l'eau est négligeable (les \(OH^-\) produits par l'eau sont négligeables face à ceux produits par la base).

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Concentration en ammoniac	\(C_{\text{b}}\)	0.10	mol/L
Constante de basicité	\(K_{\text{b}}\)	\(1.8 \times 10^{-5}\)	-

Astuces

La vérification de l'approximation est la même que pour un acide : si \(\frac{C_{\text{b}}}{K_{\text{b}}} > 100\), la formule approchée est fiable. Ici, la valeur est d'environ 5555, donc l'approximation est excellente. La symétrie des données (\(K_{\text{a}} = K_{\text{b}}\), \(C_{\text{a}} = C_{\text{b}}\)) laisse présager que le pOH de la base sera égal au pH de l'acide.

Schéma (Avant les calculs)

Solution Initiale d'Ammoniac

Calcul(s)

Étape 1 : Calcul du \(pK_{\text{b}}\)

On calcule d'abord le \(pK_{\text{b}}\) de l'ammoniac.

\begin{aligned} pK_{\text{b}} &= -\log(K_{\text{b}}) \\ &= -\log(1.8 \times 10^{-5}) \\ &\approx 4.74 \end{aligned}

Étape 2 : Calcul du pOH

On applique la formule du pOH pour une base faible, puis on résout étape par étape.

\begin{aligned} pOH &= \frac{1}{2} (pK_{\text{b}} - \log C_{\text{b}}) \\ &= \frac{1}{2} (4.74 - \log(0.10)) \\ &= \frac{1}{2} (4.74 + 1) \\ &= \frac{1}{2} (5.74) \\ \Rightarrow pOH &= 2.87 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Solution Basique à l'Équilibre

Réflexions

La valeur de pOH = 2.87 indique une concentration en ions hydroxyde relativement faible, ce qui est cohérent avec une base faible. Comme anticipé grâce à la symétrie des données initiales, le pOH de la solution basique est numériquement égal au pH de la solution acide.

Points de vigilance

L'erreur principale est de confondre \(K_{\text{a}}\) et \(K_{\text{b}}\). Assurez-vous d'utiliser la bonne constante pour le bon calcul. De même, la formule donne bien le pOH, pas le pH. C'est une étape intermédiaire.

Points à retenir

Le calcul du pOH d'une base faible est l'image miroir du calcul du pH d'un acide faible. La logique, les hypothèses et la structure de la formule \(pOH = 1/2 (pK_{\text{b}} - \log C_{\text{b}})\) sont identiques. Maîtriser l'un, c'est maîtriser l'autre.

Le saviez-vous ?

L'ammoniac est l'un des produits chimiques les plus fabriqués au monde. Il est essentiel pour la production d'engrais (via le procédé Haber-Bosch) qui a permis de nourrir une population mondiale croissante. Il est aussi utilisé comme fluide réfrigérant.

FAQ

Résultat Final

Le pOH de la solution B d'ammoniac à 0.10 mol/L est de 2.87.

A vous de jouer

Calculez le pOH d'une solution d'aniline (\(pK_{\text{b}} = 9.4\)) à une concentration de 0.02 mol/L.

Question 4 : En déduire le pH de la solution B.

Principe

Le concept physique fondamental est l'autoprotolyse de l'eau. Dans toute solution aqueuse, l'eau elle-même est en équilibre \(2H_2O \rightleftharpoons H_3O^+ + OH^-\). Cet équilibre impose une relation mathématique stricte entre les concentrations de \([H_3O^+]\) et \([OH^-]\), et donc entre le pH et le pOH. Si on connaît l'un, on peut instantanément déduire l'autre.

Mini-Cours

Le produit ionique de l'eau, \(K_{\text{e}} = [H_3O^+][OH^-]\), est constant à une température donnée. À 25 °C, \(K_{\text{e}} = 10^{-14}\). En appliquant l'opérateur \(-\log\) à cette équation, on obtient : \(-\log(K_{\text{e}}) = -\log([H_3O^+]) - \log([OH^-])\). Par définition, cela se traduit par \(pK_{\text{e}} = pH + pOH\). Puisque \(pK_{\text{e}} = -\log(10^{-14}) = 14\), on arrive à la relation universelle pour les solutions aqueuses à 25 °C : \(pH + pOH = 14\).

Remarque Pédagogique

Cette formule est votre passerelle entre le monde des acides (pH) et le monde des bases (pOH). C'est une étape de conversion simple mais absolument cruciale. Ne rendez jamais un résultat final en pOH si la question demande le pH.

Normes

La valeur "14" dans la formule \(pH + pOH = 14\) n'est valable qu'à la température standard de 25 °C. À d'autres températures, le produit ionique de l'eau \(K_{\text{e}}\) change, et par conséquent la somme pH + pOH change aussi (par exemple, elle vaut environ 14.94 à 0 °C).

Formule(s)

L'unique outil mathématique nécessaire ici est la relation du produit ionique de l'eau.

\[ pH + pOH = 14 \]

Hypothèses

La seule hypothèse majeure pour ce calcul est que la solution est à une température de 25 °C, ce qui est précisé dans l'énoncé de l'exercice.

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
pOH de la solution B	pOH	2.87	-
Produit ionique de l'eau (log)	\(pK_{\text{e}}\)	14.00	-

Astuces

Puisque vous avez calculé un pOH < 7, vous savez que la solution est basique. Par conséquent, le pH que vous calculez doit impérativement être > 7. C'est une vérification de cohérence instantanée.

Schéma (Avant les calculs)

Relation d'Équilibre pH - pOH

Calcul(s)

On utilise la relation fondamentale en réarrangeant la formule pour isoler le pH, puis on remplace le pOH par sa valeur.

\begin{aligned} pH &= 14 - pOH \\ &= 14 - 2.87 \\ \Rightarrow pH &= 11.13 \end{aligned}

Schéma (Après les calculs)

Positionnement sur l'Échelle de pH

Réflexions

Un pH de 11.13 est clairement basique, ce qui est tout à fait attendu pour une solution d'ammoniac, une base bien connue. Le résultat est donc physiquement cohérent.

Points de vigilance

La seule erreur possible ici est une simple erreur de soustraction. Double-vérifiez toujours ce calcul simple. L'erreur conceptuelle serait de donner le pOH (2.87) comme réponse finale, ce qui est faux car un pH de 2.87 correspond à une solution acide.

Points à retenir

La relation \(pH + pOH = 14\) est l'un des piliers de la chimie des solutions aqueuses à 25 °C. Elle permet de naviguer entre les mesures d'acidité et de basicité. C'est un outil de conversion indispensable.

Le saviez-vous ?

Le concept de pH a été introduit en 1909 par le chimiste danois Søren Peder Lauritz Sørensen, qui travaillait pour le laboratoire de la brasserie Carlsberg. Il cherchait un moyen simple de quantifier l'acidité pour contrôler la qualité de la bière !

FAQ

Résultat Final

Le pH de la solution B d'ammoniac est de 11.13.

A vous de jouer

Une solution a un pOH de 4.5. Quel est son pH ?

Outil Interactif : Simulateur de pH

Utilisez ce simulateur pour voir comment le pH d'une solution d'acide faible varie en fonction de sa concentration initiale et de son pKa.

Paramètres d'Entrée

pKa de l'acide 4.7

Concentration C (mol/L) 0.1 mol/L

Résultats Clés

pH calculé -

\([H_3O^+]\) (mol/L) -

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Qu'est-ce qui caractérise un acide faible ?

Il ne réagit pas du tout avec l'eau.
Il se dissocie partiellement dans l'eau.
Il se dissocie totalement dans l'eau.

2. Un acide est d'autant plus fort que son pKa est...

Grand
Proche de 7
Petit

3. Si le pOH d'une solution est 10, quel est son pH ?

Acide faible: Un acide qui ne se dissocie que partiellement dans l'eau, établissant un équilibre entre la forme acide et sa base conjuguée.
Base faible: Une base qui n'accepte que partiellement les protons de l'eau, établissant un équilibre entre la forme basique et son acide conjugué.
\(K_{\text{a}}\) (Constante d'acidité): Constante d'équilibre associée à la dissociation d'un acide faible. Plus \(K_{\text{a}}\) est grand, plus l'acide est fort.
\(pK_{\text{a}}\): Le cologarithme de la constante d'acidité (\(pK_{\text{a}} = -\log K_{\text{a}}\)). Plus \(pK_{\text{a}}\) est petit, plus l'acide est fort.