Corrigés des exercices
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit
Donc :
Dans une solution d’acide chlorhydrique à 10 –2 mol.L –1 , l’acide étant un acide fort,
[H 3 O + ] acide = 10 –2 mol.L –1 et [OH – ] = [OH – ] auto . Le problème se pose de façon totalement
symétrique au précédent, aboutissant au même résultat.
Conclusion. La présence d’une base forte ou d’un acide fort, à la concentration 10
–2 mol.L
–1 ,
réduit la quantité d’ions H 3 O
+ et OH
– dus à l’autoprotolyse de l’eau de 10
–7 à 10
–12 mol.L
–1 , soit
d’un facteur de 10
5
.
Remarque. En généralisant, si c est la concentration de l’acide ou de la base forts dissous :
Si, pour la même concentration c, l’acide ou la base en solution sont faibles, il faut remplacer c
dans les équations ci-dessus par [H 3 O + ] acide ou [OH – ] base , qui sont inférieures à c. Néanmoins,
l’équilibre d’autoprotolyse de l’eau recule.
En pratique, sauf si les solutions acides ou basiques ont des concentrations inférieures à
≈ 10
–6 mol.L
–1
, les concentrations [H 3 O
+ ] auto = [OH
– ] auto sont inférieures à ≈ 10
–8 mol.L
–1 et
peuvent être négligées par rapport aux concentrations des autres espèces en solution.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 6.1
L’autoprotolyse de l’eau ne génère qu’une quantité infime d’ions H 3 O
+ et OH
– . L’eau pure
est un solvant moléculaire, de très faible conductivité.
L’autoprotolyse de l’eau est une réaction équilibrée. Comme tous les équilibres chimiques,
elle est susceptible d’être déplacée.
Une élévation de température provoque une augmentation de K e et une diminution de pK e ,
ainsi qu’une diminution du pH de l’eau pure. Une diminution de température a les effets
opposés.
L’ajout d’un acide ou d’une base dans l’eau fait reculer l’autoprotolyse de l’eau. Cet effet
est d’autant plus marqué que l’acide ou la base rajoutés sont forts et concentrés.
Dans la très grande majorité des cas, la concentration des ions H 3 O
+ et OH
– générés par
l’autoprotolyse s’avère négligeable devant la concentration des autres espèces en solution.
6.2* Calculer avec aisance [H 3 O + ], [OH – ] et pH
Utiliser les formules 6.3 et 6.4 :
K e = [H 3 O + ] × [OH – ] = 10 –14
pH = –log 10 [H 3 O + ]
[H 3 O + ] = 10 –pH
Pour les solutions les plus concentrées, la formule pH = –log 10 [H 3 O + ] donne un résultat approché
qui reste acceptable à condition d’exprimer la valeur du pH avec une seule décimale (ce qui suffit
en général).
[H 3 O
+ ] auto = [OH
− ] auto = 10
−12 mol.L
−1
[H 3 O
+ ] auto = [OH
− ] auto =
K e
c
=
10
−14
c
à 25 °C
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Donc :
Dans une solution d’acide chlorhydrique à 10 –2 mol.L –1 , l’acide étant un acide fort,
[H 3 O + ] acide = 10 –2 mol.L –1 et [OH – ] = [OH – ] auto . Le problème se pose de façon totalement
symétrique au précédent, aboutissant au même résultat.
Conclusion. La présence d’une base forte ou d’un acide fort, à la concentration 10
–2 mol.L
–1 ,
réduit la quantité d’ions H 3 O
+ et OH
– dus à l’autoprotolyse de l’eau de 10
–7 à 10
–12 mol.L
–1 , soit
d’un facteur de 10
5
.
Remarque. En généralisant, si c est la concentration de l’acide ou de la base forts dissous :
Si, pour la même concentration c, l’acide ou la base en solution sont faibles, il faut remplacer c
dans les équations ci-dessus par [H 3 O + ] acide ou [OH – ] base , qui sont inférieures à c. Néanmoins,
l’équilibre d’autoprotolyse de l’eau recule.
En pratique, sauf si les solutions acides ou basiques ont des concentrations inférieures à
≈ 10
–6 mol.L
–1
, les concentrations [H 3 O
+ ] auto = [OH
– ] auto sont inférieures à ≈ 10
–8 mol.L
–1 et
peuvent être négligées par rapport aux concentrations des autres espèces en solution.
Ce qu’il faut retenir de l’exercice 6.1
L’autoprotolyse de l’eau ne génère qu’une quantité infime d’ions H 3 O
+ et OH
– . L’eau pure
est un solvant moléculaire, de très faible conductivité.
L’autoprotolyse de l’eau est une réaction équilibrée. Comme tous les équilibres chimiques,
elle est susceptible d’être déplacée.
Une élévation de température provoque une augmentation de K e et une diminution de pK e ,
ainsi qu’une diminution du pH de l’eau pure. Une diminution de température a les effets
opposés.
L’ajout d’un acide ou d’une base dans l’eau fait reculer l’autoprotolyse de l’eau. Cet effet
est d’autant plus marqué que l’acide ou la base rajoutés sont forts et concentrés.
Dans la très grande majorité des cas, la concentration des ions H 3 O
+ et OH
– générés par
l’autoprotolyse s’avère négligeable devant la concentration des autres espèces en solution.
6.2* Calculer avec aisance [H 3 O + ], [OH – ] et pH
Utiliser les formules 6.3 et 6.4 :
K e = [H 3 O + ] × [OH – ] = 10 –14
pH = –log 10 [H 3 O + ]
[H 3 O + ] = 10 –pH
Pour les solutions les plus concentrées, la formule pH = –log 10 [H 3 O + ] donne un résultat approché
qui reste acceptable à condition d’exprimer la valeur du pH avec une seule décimale (ce qui suffit
en général).
[H 3 O
+ ] auto = [OH
− ] auto = 10
−12 mol.L
−1
[H 3 O
+ ] auto = [OH
− ] auto =
K e
c
=
10
−14
c
à 25 °C