Chimie 5:
Chimie des solutions
Acides et bases
pH de l'eau

1. Le pH de l'eau

On n'oublie pas que l'eau est un sovant pour les substances chimiqes non organiques.

Il sert donc à séparer ou briser les molécules en ions.

• L'eau est susceptible de donner un cation H⁺:

H₂O H⁺ + HO^-

• L'eau est susceptible d'accepter un cation H+:

H₂O + H⁺ H₃O⁺

Ainsi l'eau peut donc se comporter comme une base et comme un acide. De telles substances sont dites des ampholytes.

Ces deux réactions ont lieu de manière instantanée dans l'eau pure.

2 H₂O H₃O⁺ + HO^-

D'où:

K = [H₃O⁺] . [HO^-]/[H₂O]²

Du fait que [H₂O] = Cste = 1 , on obtient :

[H₃O⁺] · [HO^-] = Cste = 10^-14 à 25°C.

On retient donc:

K_e = [H₃O⁺] · [HO^-] = 10^-14      à 25°C.

Cette constante K_e est appelée produit ionique de l'eau.

Dans l'eau pure on a donc: [H₃O⁺] = [HO^-] = 10^-7 mol/L, donc pH = 7 (à 25°C).

En d'autres mots, à la température ambiante, il y a environ une molécule dissociée sur 555 millions.

2. Limites théoriques d'acidité et de
basicité des solutions aqueuses

La concentration de l'eau pure vaut 1000/18 = 55.55 mol/L, donc:

Si un soluté acide transformait toutes les molécules d'eau en H₃O⁺, on aurait un maximum de concentration en H₃O⁺ proche de 55.55 mol/L en solution acqueuse, donc un pH de log (55.55) = - 1.745 .

Si un soluté basique transformait toutes les molécules d'eau en HO^- , on aurait une maximum de concentration en HO^- proche de 55.55 mol/L en solution acqueuse, donc un pH de 14 + 1.745 = 15.745 .