6.2. Autoprotolyse de l’eau
137
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
z Une réaction acide-base est une réaction de transfert de proton du donneur (acide) à
l’accepteur (base). Par exemple :
CH 3 COOH (aq) + NH 3 (aq) → CH 3 COO – (aq) + NH 4
+ (aq)
acide éthanoïque ammoniac
ion éthanoate
ion ammonium
Remarque. NH 3 (g) est le gaz ammoniac ; NH 3 (aq) est la solution aqueuse d’ammoniac. Le terme
« ammoniaque » est réservé aux solutions concentrées d’ammoniac dans l’eau.
6.2 AUTOPROTOLYSE DE L’EAU
z Équilibre d’autoprotolyse
La structure de la molécule H 2 O confère à l’eau un caractère amphotère.
L’auto-ionisation de l’eau liquide, interprétée à la lumière de la théorie de Brønsted, est le
transfert d’un proton d’une molécule d’eau qui joue le rôle d’un acide à une autre molécule d’eau
qui joue le rôle d’une base (sens 1 ci-dessous). Le transfert de proton inverse entre H 3 O
+ et OH
–
ayant lieu simultanément (sens 2), on écrit :
OH – + H 3 O +
Les processus aller et retour se déroulant à la même vitesse, l’eau liquide est le siège de l’équilibre
d’autoprotolyse :
H 2 O + H 2 O
H 3 O + + OH –
(6.2)
z Produit ionique de l’eau
Sachant que :
– 1 L d’eau a une masse de 1000 g et que M(H 2 O) = 18 g.mol
–1
,
– [H 3 O
+ ]/[H 2 O] = [OH
–
]/[H 2 O] = 1,8.10
–9 à 25 °C (cf. § 5.2),
les concentrations de H 2 O, H 3 O
+ (ion hydronium) et OH
– (ion hydroxyde) sont, dans l’eau pure
à 25 °C :
[H 2 O] = 1000/18 = 55,56 mol.L
–1
[H 3 O
+ ] = [OH
– ] = 1,8.10
–9
× 55,56 = 10
–7 mol.L
–1
L’existence de l’équilibre d’autoprotolyse 6.2 impose que les concentrations des ions H 3 O
+ et
OH
– ne puissent pas varier indépendamment. Ce sont des grandeurs liées par le produit ionique
de l’eau dont la valeur est calculée à partir des concentrations [H 3 O
+ ] et [OH
– ] dans l’eau pure :
K e = [H 3 O
+
] × [OH
– ] = 10
–14 à 25 °C
(6.3)
O
+
1
O
2
H
H
H
H
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z Une réaction acide-base est une réaction de transfert de proton du donneur (acide) à
l’accepteur (base). Par exemple :
CH 3 COOH (aq) + NH 3 (aq) → CH 3 COO – (aq) + NH 4
+ (aq)
acide éthanoïque ammoniac
ion éthanoate
ion ammonium
Remarque. NH 3 (g) est le gaz ammoniac ; NH 3 (aq) est la solution aqueuse d’ammoniac. Le terme
« ammoniaque » est réservé aux solutions concentrées d’ammoniac dans l’eau.
6.2 AUTOPROTOLYSE DE L’EAU
z Équilibre d’autoprotolyse
La structure de la molécule H 2 O confère à l’eau un caractère amphotère.
L’auto-ionisation de l’eau liquide, interprétée à la lumière de la théorie de Brønsted, est le
transfert d’un proton d’une molécule d’eau qui joue le rôle d’un acide à une autre molécule d’eau
qui joue le rôle d’une base (sens 1 ci-dessous). Le transfert de proton inverse entre H 3 O
+ et OH
–
ayant lieu simultanément (sens 2), on écrit :
OH – + H 3 O +
Les processus aller et retour se déroulant à la même vitesse, l’eau liquide est le siège de l’équilibre
d’autoprotolyse :
H 2 O + H 2 O
H 3 O + + OH –
(6.2)
z Produit ionique de l’eau
Sachant que :
– 1 L d’eau a une masse de 1000 g et que M(H 2 O) = 18 g.mol
–1
,
– [H 3 O
+ ]/[H 2 O] = [OH
–
]/[H 2 O] = 1,8.10
–9 à 25 °C (cf. § 5.2),
les concentrations de H 2 O, H 3 O
+ (ion hydronium) et OH
– (ion hydroxyde) sont, dans l’eau pure
à 25 °C :
[H 2 O] = 1000/18 = 55,56 mol.L
–1
[H 3 O
+ ] = [OH
– ] = 1,8.10
–9
× 55,56 = 10
–7 mol.L
–1
L’existence de l’équilibre d’autoprotolyse 6.2 impose que les concentrations des ions H 3 O
+ et
OH
– ne puissent pas varier indépendamment. Ce sont des grandeurs liées par le produit ionique
de l’eau dont la valeur est calculée à partir des concentrations [H 3 O
+ ] et [OH
– ] dans l’eau pure :
K e = [H 3 O
+
] × [OH
– ] = 10
–14 à 25 °C
(6.3)
O
+
1
O
2
H
H
H
H