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Constante d'ionisation de l'eau:

Rappel de notions:

Électrolytes : Ce sont des substances qui dans l'eau se dissocient (s'ionisent) en ions.

    Exemples d'équations d'ionisation:
    (voir le tableau des cations et anions)
    et le tableau périodique pour vous aider).
     
        AlCl3 (s) --> Al3+(aq) + 3 Cl-(aq)
        MgCO3 (s) --> Mg2+(aq) + CO32-(aq)
        CaSO4 (s) --> Ca2+(aq) + SO42-(aq)
        PbCl2 (s) --> Pb2+(aq) + 2 Cl-(aq)
        NaNO3 (s) --> Na+(aq) + NO3-(aq)
        Ca(OH)2 (s) --> Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
        NH4Cl (s) --> NH4+(aq) + Cl-(aq)
        H3PO4 (aq) --> 3 H+(aq) + PO43-(aq)
        Fe2(SO4)3 (s) --> 2 Fe3+(aq) + 3 SO42-(aq)
        Ag2CO3 (s) --> 2 Ag+(aq) + CO32-(aq)
        K2CrO4 (s) --> 2 K+(aq) + CrO42-(aq)
         
         
  • Électrolytes forts:
      Ce sont des substances qui dans l'eau se dissocient complètement en ions.
      Les solutions résultantes sont des solutions ioniques qui conduisent fortement l'électricité.
       
       

      Exemples d'électrolytes forts:

      HCl (aq) --> H+(aq) + Cl-(aq)
      H2SO4 (aq) -->2 H+(aq) + SO42- (aq)
      HNO3 (aq) --> H+(aq) + NO3- (aq)
      NaOH (s) --> Na+(aq) + OH-(aq)
      KOH (s) --> K+(aq) + OH-(aq)
      LiOH (s) --> Li+(aq) + OH-(aq)

      Ainsi, une solution de HCl 0,1 mol/L contient 0,1 mol/L de H+(aq) et
      0,1 mol/L de Cl-(aq).
       

  • Électrolytes faibles:
      Ce sont des substances qui dans l'eau se dissocient partiellement en ions.
      Les solutions résultantes sont des solutions ioniques qui conduisent faiblement l'électricité.

      Exemples d'électrolytes faibles:

      CH3COOH (aq) <--> H+(aq) + CH3COO-(aq)
      H2CO3 (aq) <--> 2 H+(aq) + CO32- (aq)
      H2SO3 (aq) <--> 2 H+(aq) + SO32- (aq)
      HNO2 (aq) <--> H+(aq) + NO2-(aq)
      Al(OH)3 (s) <--> Al3+(aq) + 3 OH-(aq)
      Fe(OH)3 (s) <--> Fe3+(aq) + 3 OH-(aq)
      Mg(OH)2 (s) <--> Mg2+(aq) + 2 OH-(aq)

      Ainsi, une solution de CH3COOH 0,1 mol/L contient 0,001 mol/L de H+(aq)
      et 0,001 mol/L de CH3COO-(aq).

L'eau est une substance qui ne conduit pratiquement pas l'électricité.
L'eau est un électrolyte faible.
Environ deux molécules sur un milliard se dissocient en ions H+ et ions OH-.

H3O+ se nomme "ion hydronium" ou "ion oxonium".
H3O+ étant H+ dans l'eau, on peut écrire H+(aq) et l'équation devient:

          H2O(l) <--> H+(aq) + OH-(aq)
La concentration molaire de l'eau = 55,6 mol/L.
La concentration molaire s'exprime en mol/litre ou en mol/1000 mL
1000mL d'eau = 1000g
1 mole d'eau = 18 g
x mole d'eau = 1000 g
x = 55,6 moles.

Expérimentalement, on a trouvé, à 25 'C, que l'eau se dissocie à 1,8x10-7 %, ce qui donne 1,0x 10-7 d'ions H+ et 1,0x10-7 d'ions OH-.

          Kc = [H+][OH-] / [H2O]
La concentration de l'eau est tellement grande (55,6 mol/L) qu'une dissociation de 1,0x10-7 mole est négligeable et la concentration de l'eau ne varie pas à l'équilibre.
          Kc = [H+][OH-]

          Kc = (1,0x10-7)(1,0x10-7)

          Kc = 1,0x10-14

  • Un chimiste danois, Sörensen (1868-1939) a structuré une échelle, appelée échelle du pH, qui simplifie beaucoup les calculs et qui permet de noter les [H+] et [OH-] dans les solutions.
  • Le pH est une formule mathématique:
pH= - log [H+]
  • La [H+] de l'eau pure = 1,0 x 10-7 mol/L, le pH de l'eau = 7
  • Comme l'eau pure contient autant d'ions H+ que d'ions OH-, l'eau est une substance neutre.
  • Une substance dont le pH < 7 est un acide.
  • Une substance dont le pH > 7 est une base.





Plan des
notes de cours
Module 5
Aspect macroscopique
de l'équilibre
Facteurs qui
influencent l'équilibre
Principe de
Le Châtelier
Constante
d'équilibre
Force
des acides
Titrage
Exercices
mathématiques
Réactions
d'oxydoréduction
Potentiel de
réduction
Piles
électrochimiques

 

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Page mise à jour : le 7 mars 2005

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