Back to chapter

15.3:

L'eau : un acide et une base selon Bronsted-Lowry

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Water: A Bronsted-Lowry Acid and Base

Languages

Share

Une molécule amphotère est capable de réagir à la fois comme un acide et comme une base. L’eau est un exemple de molécule amphotère. Dans une solution aqueuse d’ammoniac, l’eau peut agir comme un acide en donnant un proton à l’ammoniac, une base.En revanche, l’eau agit comme une base dans une solution aqueuse d’acide chlorhydrique en acceptant un proton de l’acide. Parce qu’elle est amphotère, l’eau peut subir une auto-ionisation. Dans ce processus, une molécule d’eau agit comme l’acide en donnant un proton à une autre molécule d’eau qui agit comme une base en acceptant ce proton.Cela se traduit par la production d’un ion hydronium et un ion hydroxyde. La constante d’équilibre pour l’auto-ionisation de l’eau, Kᴡ, également connue sous le nom de constante ion-produit pour l’eau, peut être exprimée en Kᴡ et a une valeur de 1 10⁻¹⁴. Son expression à l’équilibre est écrite comme la concentration des ions hydronium multipliés par la concentration des ions hydroxyde, sans dénominateur car les deux réactifs sont des liquides.Dans de l’eau pure à 25 degrés Celsius, les concentrations des ions hydronium et hydroxyde sont égales soit 1 10⁻⁷ M.Le Kᴡ peut être utilisé pour calculer la concentration des ions hydronium et hydroxyde dans une solution et pour déterminer si une solution est acide ou basique. Si une solution est acide, la concentration des ions hydronium sera plus élevée que les ions hydroxyde. En revanche, si une solution est basique, la concentration des ions hydroxyde sera plus élevé que les ions hydronium.Si la concentration d’ions hydronium en solution est 5 10⁻⁷ M, la concentration en ions hydroxyde peut être déterminée en utilisant Kᴡ.Comme les valeurs de Kᴡ et des ions hydronium sont connues, la concentration d’ions hydroxyde peut être calculée comme étant 2 10⁻⁸ molaire. En tant que concentration en ions hydronium, 5 10⁻⁷ molaire, est supérieure à la concentration en ions hydroxyde, 2 10⁻⁸ molaire, la solution est acide.

15.3:

L'eau : un acide et une base selon Bronsted-Lowry

La réaction entre un acide de Brønsted-Lowry et l’eau est appelée une ionisation de l’acide. Par exemple, lorsque le fluorure d’hydrogène se dissout dans l’eau et s’ionise, les protons sont transférés des molécules de fluorure d’hydrogène aux molécules d’eau, ce qui donne des ions hydronium et des ions fluorure :

 Image1

L’ionisation de la base d’une espèce se produit lorsqu’elle accepte des protons provenant de molécules d’eau. Dans l’exemple ci-dessous, les molécules de pyridine, C5NH5, subissent l’ionisation de la base lorsqu’elles sont dissoutes dans l’eau, produisant des ions d’hydroxyde et pyridinium :

 Image2

Les réactions d’ionisation précédentes suggèrent que l’eau peut fonctionner à la fois comme une base (comme dans sa réaction avec le fluorure d’hydrogène) et comme un acide (comme dans sa réaction avec l’ammoniac). On dit que les espèces capables de donner ou d’accepter des protons sont amphiprotiques, ou plus généralement, amphotères, un terme qui peut être utilisé pour les acides et les bases selon des définitions autres que celle de Brønsted-Lowry. Les équations ci-dessous montrent les deux réactions acido-basiques possibles pour deux espèces amphiprotiques, l’ion bicarbonate et l’eau :

 Equation1

La première équation représente la réaction du bicarbonate en tant qu’acide avec de l’eau comme base, tandis que la seconde représente la réaction du bicarbonate en tant que base avec de l’eau comme acide. Lorsque du bicarbonate est ajouté à l’eau, ces équilibres sont établis simultanément et la composition de la solution obtenue peut être déterminée par des calculs d’équilibre appropriés. À l’état liquide, les molécules d’une substance amphiprotique peuvent réagir les unes avec les autres, comme illustré pour l’eau dans les équations ci-dessous :

 Image3

Le processus dans lequel des molécules semblables réagissent pour donner des ions est appelé auto-ionisation. L’eau liquide subit une auto-ionisation de façon très légère ; à 25 °C, environ deux molécules d’eau sur un milliard sont ionisées. L’ampleur du processus d’auto-ionisation de l’eau se reflète dans la valeur de sa constante d’équilibre, la constante du produit ionique pour l’eau, KE :

 Equation2

La légère ionisation de l’eau pure se reflète dans la faible valeur de la constante d’équilibre ; à 25 °C, KE a une valeur de 1,0 × 10−14.

 Equation3

Le processus est endothermique, et donc l’importance de l’ionisation et les concentrations résultantes d’ion hydronium et d’ion hydroxyde augmentent avec la température. Par exemple, à 100 °C, la valeur de KE est d’environ 5,6 × 10−13, soit environ 50 fois plus que la valeur de 25 °C.

L’auto-ionisation de l’eau donne le même nombre d’ions hydronium et hydroxyde. Par conséquent, dans l’eau pure à 25 °C :

 Equation4

Les concentrations de ces ions dans une solution sont souvent des déterminants critiques des propriétés de la solution et des comportements chimiques de ses autres solutés, et un vocabulaire spécifique a été développé pour décrire ces concentrations en termes relatifs. Une solution est neutre si elle contient des concentrations égales d’ions hydronium et hydroxyde ; acide si elle contient une plus grande concentration d’ions hydronium que d’ions hydroxyde ; et basique si elle contient une concentration moindre d’ions hydronium que d’ions hydroxyde.

Résumé des relations pour les solutions acides, basiques et neutres

Classification Concentrations ioniques relatives pH à 25 °C
acide [H3O+] > [OH] pH < 7
neutre [H3O+] = [OH] pH = 7
basique [H3O+] < [OH] pH > 7

Ce texte est adapté de Openstax, Chimie 2e, Section 14.1 : Acides et bases de Brønsted-Lowry, et Section 14.2 : pH et pOH.