Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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6.1** Tout savoir sur l’autoprotolyse de l’eau
L’autoprotolyse de l’eau est une réaction équilibrée :
H 2 O + H 2 O
H 3 O + + OH –
a) L’eau ultra-pure, dont la conductivité vaut 5,48.10
–6 S.m
–1 à 25° C, est classée parmi les
substances isolantes. Pourtant les ions H 3 O
+ et OH
– ont une mobilité et une conductivité
molaire ionique très supérieure à celle des autres ions en solution aqueuse :
λ
0
(H 3 O
+
) = 34,98.10
–3 S.m
2
.mol
–1 ; λ
0
(OH
–
) = 19,83.10
–3 S.m
2
.mol
–1
. Comment expliquezvous la faible conductivité de l’eau ?
b) (i) L’enthalpie de la réaction d’autoprotolyse (sens 1 de l’équilibre ci-dessus) vaut
∆ r H 0 = 57 kJ. Prévoir la façon dont varie le produit ionique et le pH de l’eau pure quand la
température augmente ou diminue.
(ii) Calculer le pH de l’eau pure à 0 °C (K e = 1,153.10 –15 ) et à 90 °C (K e = 3,7324.10 –13 ).
c) Calculer la concentration des ions H 3 O + et OH – dus à l’autoprotolyse de l’eau dans une
solution aqueuse de soude à 10
–2 mol.L –1 . Même question dans une solution d’acide
chlorhydrique à 10
–2 mol.L –1 . Conclure.
6.2* Calculer avec aisance [H 3 O + ], [OH – ] et pH
Compléter le tableau suivant, et préciser pour chaque solution si elle est acide ou basique :
6.3** Calculer un pH en milieu salin
Calculer le pH d’une solution contenant 0,05 mol.L –1 de HCl et 0,05 mol.L
–1 de NaCl.
[H 3 O
+ ]
[OH
– ]
pH
pH
[H 3 O
+ ]
[OH
– ]
10
–5
1,53
2,0.10
–2
4,2
6,08.10 –6
6,0
5. 10
–9
5,7
10
–4
10,2
3,01.10 –2
2,15
0,42.10
–8
8,9
0,0083
11,4
ÉNONCÉS DES EXERCICES
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2