Fiche réalisée par P.Bourton Pour en savoir plus http://montblancsciences.free.fr

Chap 08 - Transformations associées à des réactions acidobasiques en solution aqueuse

I) Autoprotolyse de l'eau :
1) pH de l'eau pure. pH de l'eau pure à 25°C : 7,0 (valeur prise comme référence pour définir un milieu neutre ) Dans l'eau pure à 25°C , [H3O+] = 10-pH ⇒ [H3O+] = 1,0.10-7 mol.L-1 L'eau pure ne contient donc pas que des molécules d'eau, mais aussi un peu d'ions oxonium. Cela s'explique par une réaction entre 2 molécules d'eau :

2) Autoprotolyse de l'eau :
L'autoprotolyse de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau suivant le bilan : H2O + H2O = H3O+ + HOCette réaction est très peu avancée ([H3O+] est très faible). On remarquera que: [H3O+]=[HO-]. Dans l'eau pure, il y a donc autant d'ions hydroxyde que d'ions oxonium à 10-7 mol.L-1. 1L d'eau pure pèse 1000 g; il y a donc presque 55,5 mol (1000 / 18) de molécules d'eau par Litre.

3) Produit ionique de l'eau :
Définition : Le produit ionique de l'eau est la constante d'équilibre associée à l'équation d'autoprotolyse de l'eau. Cette constante est notée Ke. Ke = [H3O+].[HO-] Ke s'exprime sans unité et les concentrations sont exprimées en mol.L-1. La constante d'équilibre est indépendante de l'état initial (de la concentration initiale) et ne dépend que de la température. Pour toute solution aqueuse à 25°C, Ke=1,0.10-14. (Ke croît lorsque la température augmente). On note pKe = - log Ke ⇒ pKe = 14 à 25°C

On prend le logarithme de la relation Ke = [H3O+].[HO-] . ⇒ log Ke = log[H3O+] + log[HO-] ⇒ pKe = pH – log[HO-] ⇒ pH = pKe + log[HO-] = 14 + log[HO-] ⇒ [ HO- ] = 10(pH-14)

Echelle de pH : Le pH des solutions aqueuses usuelles s'étend de 0 à 14. La nature acide, basique ou neutre d'une solution dépend de son pH. Les différentes situations possibles sont résumées sur l'échelle de pH donnée ci-dessous.

milieu

eau de mer 8,0

sang

salive

lait

eau Perrier 6,0

urine

bière

jus