Qu'est-ce que l'auto-ionisation de l'eau?

L'auto-ionisation de l'eau est un processus où deux molécules d'eau réagissent pour produire un ion hydronium (H3O+) et un ion hydroxyde (OH-).

Quelle est la constante de l'auto-ionisation de l'eau?

La constante de l'auto-ionisation de l'eau, notée Kw, est de 1 x 10^-14 à 25°C.

Comment l'auto-ionisation de l'eau affecte-t-elle le pH?

L'auto-ionisation de l'eau détermine le pH neutre à 7, car les concentrations d'ions H3O+ et OH- sont égales.

Pourquoi l'auto-ionisation de l'eau est-elle importante?

L'auto-ionisation de l'eau est cruciale car elle permet de comprendre le comportement acido-basique de solutions aqueuses.

Auto-ionisation de l'eau: Concepts, Importance

Auto-ionisation de l'eau

Quelle est la chose dont tu ne peux pas te passer ? Tu serais peut-être tenté de dire ton téléphone, mais au sens propre, c'est l'eau ! Notre corps est composé d'environ 60 % d'eau en ^masse1, et il est important de rester hydraté - la perte de seulement 2 % de l'eau de ton corps nuit aux processus cognitifs tels que la concentration, la mémoire et la pensée ^critique2. Continue à boire ce_H2O!

C'est parti

Mais sais-tu que même si tu bois de l'eau "pure", tu n'obtiens pas seulement des molécules d'_H2O? Tu reçois aussi des traces d'ions hydronium (^H3O+) et d'ions hydroxyde (OH-⁾. Cela est dû à l'auto-ionisation de l'eau, une propriété intéressante du liquide qui est si vital pour notre corps.

Cet article est consacré à l'autoionisation de l'eau.
Tout d'abord, nous définirons ce que signifie l'autoionisation de l'eau.
Ensuite, nous examinerons l' équation chimique de l'autoionisationde l'eau.
Enfin, nous nous pencherons sur la constante d'auto-ionisation de l'eau, connue sous le nom de _Kw, et nous apprendrons à écrire son expression.
Une fois que nous aurons acquis une compréhension fondamentale de l'auto-ionisation, nous pourrons alors examiner la relation entre l'auto-ionisation de l'eau et le pH.
Enfin, nous nous entraînerons à calculer le pH à l'aide d'exemples d'auto-ionisation de l'eau. Nous examinerons également les limites de ce type de calculs.

Définition de l'autoionisation de l'eau

Dans l'article Acides et bases, tu as appris que l'eau possède une propriété assez particulière. L'eau est amphotère, ce qui signifie qu'elle peut agir à la fois comme unacide de Bronstead-Lowry (un donneur de protons) et comme unebase de Bronstead-Lowry (un accepteur de protons). Jette un coup d'œil :

Les molécules d'eau peuvent agir comme des acides en se dissociant en ions hydroxyde (^OH-) et en ions hydrogène (^H+). Cela équivaut à la perte d'un proton.
Les molécules d'eau peuvent également agir comme des bases en se combinant avec des ions hydrogène pour former des ions hydronium (^H3O+). Cela équivaut à gagner un proton.
Les deux réactions sont réversibles - l'ion hydronium et l'ion hydroxyde peuvent se recombiner pour former à nouveau de l'eau.
Cette nature amphotère signifie que deux molécules d'eau peuvent même réagir l'une avec l'autre. Dans ce cas, la première perd un proton, que la seconde gagne ensuite.

La capacité de l'eau à réagir avec elle-même et à former deux ions est connue sous le nom d'autoionisation.

L'autoionisation de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau pour produire un ion hydroxyde (^OH-) et un ion hydronium (^H3O+).

Équation de l'auto-ionisation de l'eau

Pour mieux visualiser ce qui se passe exactement lors de l'autoionisation de l'eau, écrivons une équation chimique pour montrer le processus.

Tout d'abord, une molécule d'eau se sépare en ^H+ et ^OH-. Ensuite, une deuxième molécule d'eau réagit avec le ^H+ produit pour former le ^H3O+:

$$H_2O(l)\rightleftharpoons H^+(aq)+OH^-(aq)$$.

$$H_2O(l)+H^+(aq)\rightleftharpons H_3O^+(aq)$$

Si nous combinons les deux étapes, nous obtenons une équation globale pour l'auto-ionisation de l'eau :

$$2H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+OH^-(aq)$$

Remarque quelques éléments de l'équation :

^H3O+ et ^OH- sont produits dans un rapport égal. Par conséquent, dans une solution d'eau pure, [^H3O+] et [OH-] sont les mêmes. et [^OH-] sont identiques.
La réaction est réversible. Cela signifie qu'elle finit par former un état d'équilibre dynamique . Comme pour tous les équilibres, nous pouvons représenter l'auto-ionisation de l'eau à l'aide d'une constante d'équilibre, que nous examinerons dans une seconde.

Simplification de l'équation

L'ion hydronium aqueux, ^H3O+(aq), n'est en réalité rien d'autre qu'un proton hydraté. Nous pouvons plutôt le représenter à l'aide d'un ion hydrogène aqueux, ^H+(aq). Cela nous permet de simplifier l'équation de l'auto-ionisation de l'eau :

$$H_2O(l)\rightleftharpoons H^+(aq)+OH^-(aq)$$.

^H3O+(aq) est couramment remplacé par ^H+(aq) dans la plupart des travaux de chimie acido-basique. Pour la suite de cet article, nous utiliserons cette forme simplifiée de notation.

Constante d'auto-ionisation de l'eau

Nous en savons maintenant plus sur l'auto-ionisation et nous avons une équation pour l'étayer. Cette équation montre que l'auto-ionisation de l'eau est réversible et forme donc un équilibre dynamique. Par conséquent, nous pouvons représenter l'auto-ionisation par une constante d'équilibre.

Laconstante d'équilibre ,_Keq, est une valeur qui nous indique les quantités relatives de réactifs et de produits dans un système à l'équilibre.

La constante d'équilibre pour l'auto-ionisation de l'eau est calculée en utilisant la concentration, et est donc basée sur _Kc. Cette constante est suffisamment importante pour avoir son propre nom : _Kw. _Kw est également connue sous le nom de constante ion-produit de l'eau.

Expression de _Kw

_Kw s'exprime par :

$$K_w=[H^+]_{eqm}[OH^-]{eqm}$$

Nous ignorons souvent l'indice eqmdans l'expression _Kw. Ainsi, tu verras souvent $K_w=[H^+][OH^-]$ . Une fois de plus, nous nous en tiendrons à la notation la plus simple pour le reste de l'article.

Essaie de dériver toi-même l'expression de _Kw à partir de l'expression générale de_Kc.

Pour l'équation générale $aA(g)+bB(g) \rightleftharpoons cC(g)+dD(g)$ , la constante d'équilibre _Kc a l'expression suivante :

$$K_c=\frac{{[C]_{eqm}}^c\space {[D]_{eqm}}^d}{{[A]_{eqm}}^a\space {[B]_{eqm}}^b}$$

Applique cela à l'équation de l'auto-ionisation de l'eau :

$$K_w=\frac{[H^+]_{eqm}[OH^-]_{eqm}}{[H_2O]_{eqm}}$$

Cependant, peux-tu voir que_H2Oest liquide? Rappelle-toi que dans les expressions des constantes d'équilibre, nous n'incluons pas la concentration des liquides ou des solides purs. Par conséquent, nous ignorons [_H2O] dans l'expression _Kw, ce qui nous laisse avec la forme familière montrée plus tôt :

$$K_w=[H^+]_{eqm}[OH^-]{eqm}$$

Propriétés de _Kw

_Kw est une constante d'équilibre. Par conséquent, elle partage des propriétés communes avec toutes les formes de_Keq:

_Kw nous renseigne sur la position de la réaction d'équilibre. Il nous renseigne donc sur l'ampleur de l'auto-ionisation de l'eau.
La valeur de _Kw est fixe à une température donnée. Cependant, si tu changes la température, tu changes la valeur de _Kw.
En revanche, _Kw n'est pas affecté par des facteurs tels que la concentration et la pression.

Par exemple, à 25 °C (298 K), _Kw est toujours égal à 1,0 ×^10-14. C'est une petite valeur qui nous indique que la position de la réaction d'équilibre se trouve loin sur la gauche - la grande majorité des molécules d'eau ne s'ionisent pas .

Mais malgré sa taille réduite, _Kw est tout de même significatif. En effet, il nous permet de calculer [^H+], [^OH-] et le pH des solutions aqueuses. Découvrons comment.

Auto-ionisation de l'eau et pH

Rappelle-toi que la valeur de _Kw est fixe à une température donnée. On dit qu'elle dépend de la température. À 25 °C,_Kw est égal à 1,0 × ^10-14. Par conséquent, dans toutes les solutions aqueuses, $[H^+][OH^-]=1,0\times 10^{-14}$ . Si nous connaissons des informations sur [^H+], [^OH-] ou le pH, nous pouvons utiliser _Kw pour calculer les autres valeurs.

La concentration d'ions hydrogène dans l'eau pure à 25ºC est de 1,0 × ^10-7 M. Nous pouvons utiliser cette information pour calculer son pH :

$$p\,H=-log_{10}[H^+]$$

$$pH=-\log_{10}(1.0\times 10^{-7})$$

$$pH=7.0$$

De même, nous pouvons calculer la concentration d'ions hydroxyde, en utilisant le fait que _Kw est égal à 1,0 × ^10-14 à cette température :

$$K_w=[H^+][OH^-]$$

1,0 fois 10^{-14}=(1,0 fois 10^{-7})\Nfois [OH^-]$$.

$$[OH^-]=1.0 fois 10^{-7}\space M$$

Remarque que dans l'eau pure, la concentration d'ions hydrogène est égale à la concentration d'ions hydroxyde. Nous nous attendions à ce résultat - après tout, l'équation chimique équilibrée pour l'auto-ionisation de l'eau produit un rapport égal de ^H+ et de^OH-. L'eau pure est donc neutre.

Une substance neutre contient des concentrations égales d'ions hydrogène et d'ions hydroxyde. Par conséquent, [^H+] = [^OH-].

À 25 °C, les substances neutres (qu'il s'agisse d'eau ou d'une autre solution aqueuse) ont un pH d'exactement 7,0. Mais lorsque la température change, la valeur de _Kw change, et le pH des substances neutres aussi. Une chose reste constante : quelle que soit la température, les substances neutres ont toujours la même concentration d'ions hydrogène que d'ions hydroxyde.

Voilà pour le pH des substances neutres. Cependant, la plupart des solutions aqueuses ne sont pas neutres. Au lieu de cela, elles sont soit acides , soit basiques;dans ces solutions, [^H+] ≠ [^OH-].Voyons comment cela affecte leur acidité et leur pH :

Si [^H+] > [^OH-], la solution est acide. À 25 °C, son pH est inférieur à 7,0.
Si [^H+] < [^OH-], la solution est basique. À 25 °C, son pH est supérieur à 7,0.

Auto-ionisation de l'eau diagramme montrant comment la concentration des ions H+ et OH- affecte le pH StudySmarter Fig.1-Un diagramme montrant comment les concentrations relatives des ions hydrogène et hydroxyde affectent le pH des solutions aqueuses.

Rappelle-toi toujours que pour les solutions aqueuses, $[H^+][OH^-]\equiv K_w$ !

Exemples d'auto-ionisation de l'eau

Il est temps de rassembler ce que nous avons appris en pratiquant quelques exemples de calculs impliquant l'auto-ionisation de l'eau. Sauf indication contraire, suppose que la température est de 25 °C dans toutes les questions suivantes . Tout d'abord, essaie de trouver le pH à l'aide de _Kw et de [^OH-]. Voici les étapes à suivre :

Utilise l'expression de _Kw pour trouver [^H+].
Utilise [^H+] pour calculer le pH.

Trouve le pH d'une solution aqueuse contenant 5,6 × ^10-4 M d'ions ^OH- .
Indique si la solution est acide, neutre ou basique.

Pour résoudre la partie a, utilise l'expression de _Kw pour trouver [^H+]. Comme la température est de 25 °C, nous savons que _Kw est égal à 1,0 × ^10-14:

$$K_w=[H^+][OH^-]$$

1,0 fois 10^{-14}=[H^+]\Nfois (5,6 fois 10^{-4})$$$.

$$[H^+]=1.7857\times 10^{-11}$$

Utilise maintenant la valeur calculée de [^H+] pour calculer le pH :

$$pH=-\log{10}[H^+]$$

$$pH=-\log_{10}(1.7857\times 10^{-11})$$

$$pH=10.748$$$

Le pH est donné en standard à une décimale près. Par conséquent, notre réponse finale pour la partie a est 10,7.

Pour trouver la partie b, nous comparons la valeur du pH que nous venons de calculer au pH de l'eau pure à cette température, qui est de 7,0. Comme 10,7 > 7,0, la solution est basique.

Tu peux calculer le pH différemment en utilisant la relation entre _pKw, pH et pOH. Dérivons l'équation qui relie les trois variables entre elles :

Commence par l'expression de _Kw: $$K_w=[H^+][OH^-]$$
Prends les logarithmes négatifs des deux côtés : $$-log_{10}K_w=-log_{10}([H^+][OH^-])$$
Développe en utilisant les lois des logarithmes : $$-log_{10}K_w=-log_{10}[H^+]+-log_{10}[OH^-]$$
Simplifie ta réponse : $$pK_w=pH+pOH$$.

Ainsi, pour notre exemple ci-dessus :

$$-\log{10}(1.0\times 10^{-14})=pH-\log{10}(5.6\times 10^{-4})$$

$$pH=10.74=10.7$$$

Il est temps de passer à un autre type de problème. Ici, tu dois travailler à l'envers et trouver à la fois [^H+] et [^OH-] en utilisant le pH et le _Kw:

Utilise le pH pour trouver [^H+].
Utilise [^H+] et l'expression de _Kw pour trouver [^OH-].

Essaie ce problème :

Le pH d'une solution aqueuse est de 3,5. Trouve [^OH-] avec trois chiffres significatifs.

Trouve d'abord [^H+] :

$$[H^+]=10^{-pH}$$$$[H^+]=10^{-pH}$$$$$.

$$[H^+]=10^{-3.5}$$

$$[H^+]=6.162 fois 10^{-4}\space M$$$

Utilise maintenant [^H+] pour trouver [^OH-] :

$$K_w=[H^+][OH^-]$$

1,0 fois 10^{-14}=(6,162 fois 10^{-4})\Nfois [OH^-]$$.

$$[OH-]=3,162 fois 10^{-11}\space M$$$$$[OH-]=3,162 fois 10^{-11}\space M

En arrondissant à trois chiffres significatifs, on trouve que [^OH-] = 3,16 × ^10-11 M.

Enfin, essaie de trouver le pH de l'eau pure à une température plus élevée. N'oublie pas que cela modifie la valeur de _Kw. La méthode est similaire à celle que tu as utilisée dans le premier problème.

À 75 °C, la constante du produit ionique de l'eau pure est de 2,0 × ^10-13. Trouve son pH.

Tout d'abord, nous trouvons [^H+] en utilisant la constante de produit ionique, qui est simplement un autre nom pour _Kw. Tu pourrais penser qu'il y a un problème ici - nous ne connaissons pas [^OH-]. Cependant, nous savons que nous travaillons avec de l'eau pure , qui contient des concentrations égales d'ions hydrogène et d'ions hydroxyde. Par conséquent, dans ce cas, [^H+] = [^OH-] :

$$K_w=[H^+][H^+]=[H^+]^2$$

2,0 fois 10^{-13}=[H^+]^2$$.

$$[H^+]=\sqrt{2.0\times 10^{-13}}$$

$$[H^+]=4.472 fois 10^{-7}\space M$$$$$[H^+]=4.472 fois 10^{-7}\space M

Maintenant, calcule le pH :

$$pH=-\log_{10}(4.472\times 10^{-7})$$

$$pH=6,349$$.

En arrondissant à la première décimale, le pH de l'eau pure à cette température est égal à 6,3.

Tu as remarqué qu'à une température plus élevée, _Kw et [^H+] sont tous deux plus importants ? Cela peut s'expliquer en appliquant le principe de Le Chatelier à l'auto-ionisation de l'eau, en examinant en particulier le changement d'enthalpie de la réaction.

Voici l'équation équilibrée de l'auto-ionisation de l'eau :

$$H_2O(l)\rightleftharpoons H^+(aq)+OH^-(aq)\qquad \Delta ^\circ H= \text{positive}$$$.

Nous pouvons voir que la réaction en avant est endothermique. Le principe de Le Chatelier nous dit que l'augmentation de la température déplace la position de l'équilibre vers ladroite, ce qui contrebalance la perturbation du système. Cela augmente la concentration des ions ^H+ et ^OH-. Par conséquent, _Kw augmente.

Limites de l'auto-ionisation de l'eau

Nous avons vu comment nous pouvons utiliser l'auto-ionisation de l'eau et _Kw pour trouver le pH d'une solution aqueuse. C'est pratique pour toutes sortes de calculs acido-basiques. Dans ces problèmes, nous ignorons les ions ^H+ et ^OH- provenant de l'ionisation de l'eau elle-même, et nous supposons qu'ils proviennent tous de l'autre acide ou base impliqué. Cela ne pose généralement pas de problème. Rappelle-toi que _Kw est très faible, ce qui signifie que seule une petite proportion des molécules d'eau s'ionise à l'équilibre. Les ions qui proviennent de l'auto-ionisation de l'eau ont très peu d'effet sur le pH de la solution.

Cependant, l'auto-ionisation de l'eau devient un problème si l'on travaille avec des acides ou des bases extrêmement dilués, tels que ceux dont les valeurs [^H+] ou [^OH-] sont inférieures à deux ordres de grandeur de 1,0 ×^10-7. Comme ces acides et ces bases ont également des valeurs de [^H+] ou de [^OH-] très faibles, les ions ^H+ et ^OH- de l'eau deviennent beaucoup plus importants, et tu ne peux pas ignorer leur effet sur le pH.

Auto-ionisation de l'eau - Principaux enseignements

L'autoionisation de l'eau est la réaction entre deux molécules d'eau pour produire un ion hydroxyde (^OH-) et un ion hydronium (^H3O+).
Nous représentons l'auto-ionisation de l'eau par l'équation $2H_2O(l)\rightleftharpoons H_3O^+(aq)+OH^-(aq)$. Ceci peut être simplifié en \(H_2O(l)\N-rightleftharpoons H^+(aq)+OH^-(aq)\N).
_Kw est la constante d'équilibre pour l'auto-ionisation de l'eau. Elle est également connue sous le nom de constante ion-produit. L'expression de _Kw est donnée par $K_w=[H^+]_{eqm}[OH^-]{eqm}$
_Kw dépend de la température, ce qui signifie qu'elle est toujours la même à une température donnée. À 25 °C, _Kw = 1,0 ×^10-14.
Nous pouvons utiliser _Kw pour calculer [^H+], [^OH-] et le pH des solutions aqueuses. Par exemple, à 25 °C, l'eau pure a un pH de 7,0.

Références

Anne Marie Helmenstine, Ph.D, "Quelle est la proportion d'eau dans ton corps ? ThoughtCo (07/09/2021)
Shaun K Riebl, Brenda M. Davy, 'L'équation de l'hydratation : Update on Water Balance and Cognitive Performance', 'ACSMs Health Fit', J. 2013 novembre/décembre, 17(6) : 21-28

Auto-ionisation de l'eau

Équipe éditoriale StudySmarter

Définition de l'autoionisation de l'eau