I. Ionisation de l’eau pure L’eau est une molécule covalente polaire. C’est un très bon solvant. L’eau pure est-elle un électrolyte ? Comment pourrait-on tester ?

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I. Ionisation de l’eau pure

L’eau est une molécule covalente polaire. C’est un très bon solvant. L’eau pure est-elle un électrolyte ? Comment pourrait-on tester ?

Activité 1 : la conductivité de l’eau pure

1) Mettre 10 cm³ de l’eau pure dans un tube à essai.

2) Relier le voltamètre de type à mesurer l’intensité en microampère avec un conductimètre et plonger le fil du conductimètre dans l’eau pure, puis mesurer l’intensité du courant et noter.

3) Chauffer de l’eau pure à environ 60-70°C et tester la conductivité de même façon que l’étape 2).

- comment l’eau pure conduit-elle de l’électricité ?

- quelle est la différence de la conductivité de l’eau pure à haute température et à basse température ?

Le résultat de l’expérience montre que l’eau pure est très faiblement conductrice du courant électrique. Une telle conductibilité électrique s’explique habituellement par la présence d’ions en solution. En fait, on estime que seules deux molécules d’eau sur un milliard se dissocieront pour former des ions. En effet, lorsqu’une molécule d’eau se dissocie, elle forme à la fois un ion hydronium (H3O⁺) et un ion hydroxyde (OH^). On représente l’ionisation de la molécule d’eau par l’équation suivante :

H2O(ℓ) + H2O(ℓ) _^_^ H3O^+(aq) + OH^(aq)

  





3

O H

OH O K H













 

K ₂ ² ₃

Il y a donc des ions libres dans l’eau. La conductivité est cependant très faible, cette réaction doit aboutir à un état d’équilibre avec de très faibles concentrations des ions OH^ et H3O⁺. Cet état d’équilibre est appelé « constante d’ionisation de l’eau ». Comme il s’agit d’une réaction aboutissant à un état d’équilibre, nous pouvons calculer la constante d’équilibre, celle-ci est particulière et se note Kw.



 

 H O OH

K

De l’expérience, on trouve que l’eau de haute température conduit mieux de l’électricité que l’eau de basse température, c’est-à-dire que l’eau à haute température s’ionise mieux que l’eau à basse température, donc l’indication de la constante d’équilibre de l’eau doit accompagner de la température.

Dans toute solution aqueuse, le produit des concentrations des ions OH^ et H3O⁺ est une constante. Ce produit se nomme « produit ionique de l’eau ». Sa valeur varie en fonction de la température, par exemple :

À 25°C, la valeur de K_w = 1,010^14 mol²/dm⁶ À 60°C, la valeur de Kw = 9,510^14 mol²/dm⁶

L’ionisation de l’eau pure à 25°C, la concentration des ions OH^ et H₃O⁺ est égale :

[H3O⁺] = [OH^]

K_w = [H₃O⁺]² = [OH^]² [H₃O⁺] = [OH^] = K_w

[H3O⁺] = [OH^] = 1,010^14mol²/dm⁶

[H3O⁺] = [OH^] = 1,010^7 mol/dm³

Cela montre que dans l’eau pure à 25°C, la concentration en ions hydronium (H3O⁺) est égale à la concentration en ions (OH^) = 1,010^7 mol/dm³.

II. Changement de la concentration en ions hydronium et ions hydroxyde dans l’eau

À une température de 25°C, les concentrations des ions hydronium (H3O⁺) et hydroxyde (OH^) dans l’eau pure sont égales à 1,010^14 pour chacune. Si on ajoute d’un acide ou d’une base dans l’eau, comment varient les concentrations de ces deux ions dans la solution ainsi que la constante d’ionisation de l’eau ?

L’ajout d’un acide dans l’eau augmente la quantité de H₃O⁺ dans la solution et perturbe la constante d’ionisation de l’eau de façon que H3O⁺ se réunisse avec OH^ pour former de la molécule d’eau et atteint un nouvel état d’équilibre d’où la concentration en ion OH^ dans la solution diminue. La variation de la concentration des substances dans le système ne modifie pas la valeur de la constante d’ionisation de l’eau. Cette constante est utilisée pour toutes les solutions aqueuses diluées. Même si les concentrations en ion H3O⁺ et OH^ varient lorsqu’on ajoute des substances à l’eau, leur produit



 

On peut donc calculer les concentrations en ions H3O⁺ ou OH^ par la relation suivante :

Kw = [H3O⁺][OH^] [OH^] =





En conclusion :

- Si on augmente la concentration des ions H3O⁺ en ajoutant un acide, la concentration des ions OH^ diminue.

- Si on augmente la concentration des ions OH^ en ajoutant une base, la concentration des ions H3O⁺diminue.

Exemple : À 25°C, on a une concentration en ion H3O⁺ = 1,010^7 mol/dm³, si on ajoute une certaine quantité de l’acide et supposons qu’à l’état d’équilibre la concentration en ion H3O⁺ = 1,010^4 mol/dm³, quel est la concentration en ions OH^ ?

Solution

Concentration en ions OH^ à l’équilibre :

K_w = [H₃O⁺][OH^]

[OH^] =

 

14

3 1,0 10

10 0 , 1





 

  O H

K_w

= 10^10 mol/dm³

L’ajout de l’acide dans l’eau consulte la solution de concentration en ions H₃O⁺ supérieure à 1,010^7 mol/dm³, cette solution est une solution acide. Dans la solution, il y a encore des ions OH^ mais de concentration inférieure à 1,010^7 mol/dm³.

Si on ajoute de l’hydroxyde de sodium dans l’eau, il y a variation des ions hydronium (H3O⁺) et hydroxyde (OH^). L’ajout d’une base perturbe la constante d’ionisation de l’eau et le système cherche à adapter à un nouvel état d’équilibre, à cet équilibre, la concentration en ions OH^ est supérieur à 1,010^7 mol/dm³ et celle de H3O⁺ inférieure à 1,010^7 mol/dm³. La solution aqueuse contient des ions H₃O⁺ et OH^ , la solution est acide lorsque la concentration en ion H₃O⁺ est supérieure à celle de OH^ et supérieure à 1,010^7 mol/dm³, inversement la solution est basique lorsque la concentration en ion H3O⁺ est inférieure à celle de OH^ et inférieure à 1,010^7 mol/dm³. On a vu que si H₃O⁺ augmente, OH^ diminue et inversement, donc à 25°C, même s’il y a la concentration des ions

H3O⁺ et OH^, mais le produit des concentrations des deux ions, symbolisé par Kw, est toujours constant et égale à 1,010^14.

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1. Le tableau ci-dessous représente les concentrations des ions H3O⁺ et OH^ des solutions A, B, C, D et E. Compléter la valeur de concentration des ions H3O⁺ et OH^ dans la case vide en indiquant l’acidité et la basicité de la solution.

Solution Concentration Acidité et basicité de la

solution

H3O⁺ OH^

A 2,010^5

B 1,010^2

C 5,010^7

D 1,010^9

E 1,010^4

2. On a 500 cm³ d’une solution contenant 1,2 dm³ de chlorure d’hydrogène gazeux (HCℓ) dans les conditions normales de température et de pression. Quelles sont les concentrations en ions H3O⁺ et OH^ ?

a) 110^2 M et 1,310^12 M . b) 110^2 M et 1,310^13 M.

c) 0,1 mol/dm³ et 110^13 mol/dm³. d) 0,1 M et 1,010^3 M.

3. On introduit 0,01 mol d’une solution d’hydroxyde de sodium dans l’eau, le volume final étant de 500 cm³. Quelle est la concentration en ion H3O⁺ dans la solution ?

a) 5,010^12 mol/dm³. b) 1,010^13 mol/dm³. c) 5,010^13 mol/dm³. d) 0,110^13 mol/dm³.

4. On ajoute 10 cm³ d’une solution d’acide chlorhydrique (HCℓ) à 0,1 mol/dm³ dans 100 cm³ d’une solution d’acide chlorhydrique (HCℓ) à 0,01 mol/dm³. Quelles sont les concentrations en ions H3O⁺ et OH^ ?

a) 1,810^2 mol/L et 4,310^12 mol/dm³ . b) 1,810^2 mol/L et 5,510^13 mol/dm³. c) 0,1 mol/L et 5,510^13 mol/dm³ . d) 0,1 mol/L et 5,510^3 mol/dm³.

5. À température ambiante, la concentration en ion H3O⁺ dans une solution aqueuse vaut 1,010^4 mol/dm³. Que vaut la concentration en ions OH^?

a) 1,010^12 mol/dm³. b) 1,010^10 mol/dm³.

6. À température ambiante, la concentration en ion OH^ dans une solution aqueuse vaut 1,010^3 mol/dm³. Que vaut la concentration en ions H3O⁺ ?

a) 1,010^12 mol/dm³. b) 1,010^10 mol/dm³. c) 1,010^11 mol/dm³. d) 1,110^10 mol/dm³.

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