Chapitre 6 • Acides et bases en solution aqueuse. pH, K A et pK A
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C’est pourquoi, sous l’influence d’une augmentation de température, un équilibre se déplace dans
le sens du processus endothermique (qui absorbe de la chaleur).
Ici, le processus endothermique (∆ r H 0 > 0) est la réaction dans le sens 1 (∆ r H 0 = 57 kJ). Une
augmentation de température favorise la formation des ions et s’accompagne d’une augmentation
des concentrations [H 3 O + ] auto et [OH – ] auto . Le produit ionique K e augmente et pK e diminue. Une
diminution de température provoque les phénomènes opposés.
(ii) L’observation confirme la prévision. À 0 °C, K e = 1,153.10 –15 ; à 90 °C K e = 3,7324.10 –13 .
Une augmentation de température de 90 °C provoque l’augmentation de K e d’un facteur
supérieur à 300.
Dans l’eau pure :
On obtient :
c) La soude est une base forte :
NaOH (s)
Na + (aq) + OH – (aq)
Donc : [OH – ] soude = c NaOH = 10 –2 mol.L –1 .
Selon la loi de Le Chatelier, la présence des ions hydroxyde dus à la soude fait rétrograder
l’autoprotolyse. On peut donc a priori affirmer que [H 3 O + ] auto = [OH – ] auto < 10 –7 mol.L –1 .
Le produit ionique :
K e = [H 3 O
+
] × [OH
–
] = 10
–14
s’applique aux concentrations totales des ions H 3 O
+ et OH
– en solution. Ici :
[H 3 O
+
] = [H 3 O
+ ] auto
[OH
– ] = [OH
– ] soude + [OH
– ] auto
10
–2 mol.L
–1 < 10
–7 mol.L
–1
soit :
[OH – ] ≈ [OH – ] soude = 10 –2 mol.L –1
Température (°C)
0
2 5
9 0
K e
1,153.10
–15
1,0.10
–14
3,7324.10
–13
pH
7,47
7,0
6,21
pH = −log 10 [H 3 O
+ ] auto = −log 10 (K e )
1 2
= −
1
2
log 10 K e
H 2 O
[H 3 O
+ ] = [H 3 O
+ ] auto =
K e
[OH
− ]
=
10
−14
10
−2
= 10
−12 mol.L
−1