Dans la question 5. :
• La quantité d'ions H3O+ayant réagi est calculée ainsi dans le corrigé : n(H3O+)réagi = n(H3O+)initial − n(H3O+)final
La solution devenant neutre, son pH devient égal à 7 : n(H3O+)final = [H3O+]final.VS = 10−pH.VS = 10−710.10−3= 1,0.10−9mol
• Cependant, la transformation H3O+(aq) + HO–(aq) → 2H2O(ℓ) est considérée comme totale par l'énoncé (utilisation de →).
La quantité d'ions oxonium finale H3O+ peut donc être légitimement négligée puisqu'ils sont censés avoir entièrement réagi.
C'est d'ailleurs ce que le calcul suivant du corrigé illustre :
n(HO−)ajout = n(H3O+)réagi = n(H3O+)initial − n(H3O+)final = 2,1.10−3 − 1,0.10−9 = 2,1.10−3mol La quantité 1,0.10−9mol est négligeable devant 2,1.10−3mol.
• Nous verrons au chapitre 8, que cette transformation : H3O+(aq) + HO–(aq) → 2H2O(ℓ) n'est pas rigoureusement totale mais donne lieu à un équilibre qui explique l'existence d'ions oxonium H3O+ et hydroxyde HO– dans l'eau : H3O+(aq) + HO–(aq) ⇄ 2H2O(ℓ)
La réaction inverse est cependant très limitée et il est souvent légitime de la négliger.
