Chimie. Chapitre 5 : Constante d’acidité. I. Autoprotolyse de l’eau. 1. pH de l’eau. Le pH de l’eau pure (ou quasiment) à 25°C vaut : pH = 7. On en déduit que [ H 3O + ]éq = 10 − pH = 10 −7 mol.L−1 Rappel : Définition du pH ; pH = − log[ H 3O + ] ⇔ [ H 3O + ] = 10− pH = 10−7 mol.L−1 2. Autoprotolyse. La concentration des ions oxonium dans l’eau n’est pas nulle. Les ions oxoniums proviennent de la dissociation des molécules d’eau selon la réaction d’autoprotolyse de l’eau :
− 2 H 2O = HOaq + H 3O +

Remarque : les molécules d’eau sont très peu dissociées dans l’eau. 3. Produit ionique de l’eau. Le produit ionique de l’eau est égale à la constante d’équilibre notée Ke associée à la réaction d’autoprotolyse de l’eau. Par définition :
− K e = [ HOaq ]éq .[ H 3O + ]éq

Pour l’eau pure à 25°C : [ H 3O + ]éq = [ HO − ]éq = 10 −7 mol.L−1 ⇒ K e = [ H 3O + ]éq [ HO − ]éq = 10 −7.10−7 = 10−14 Ke (comme K en général) ne dépend que de la température (tableau de Ke = f(T)). Comme le pH, il est utile de définir un pKe tel que : pK e = − log K e ⇔ K e = 10− pKe Exemple : Si Ke = 10-14 ; pK e = − log10−14 = −( −14) = 14 4. Solution acide, neutre ou basique. Examinons à quelle condition une solution est-elle acide, basique ou neutre ? • Si une solution aqueuse est acide :
2 [ H 3O + ]éq 〉[ HO − ]éq ⇔ [ H 3O + ]éq 〉[ H 3O + ]éq .[ HO − ]éq 2 2 [ H 3O + ]éq 〉[ HO − ]éq ⇔ [ H 3O + ]éq 〉 K e ⇔ log[ H 3O + ]éq 〉 log K e 2 2 log[ H 3O + ]éq 〉 log K e ⇔ − log[ H 3O + ]éq 〈− log K e ⇔ −2 log[ H 3O + ]éq 〈 pK e

−2 log[ H 3O + ]éq 〈 pK e ⇔ 2 pH 〈 pK e ⇔ pH 〈

pK e 2 pK e 2 pK e 2

• Si une solution aqueuse est neutre : (avec la même démarche) pH = • Si une solution aqueuse est basique : (avec la même démarche) pH 〉

1

Les différentes situations peuvent être résumées sur le diagramme suivant :

Remarque : pKe = 14 à 25°C

II. Constante d’acidité. 1. Définition. La constante d’acidité, notée KA est la constante d’équilibre associée à la transformation :
− AH ( aq ) + H