Autoprotolyse

Une autoprotolyse est une réaction de transfert de proton entre deux molécules semblables, l'une jouant le rôle d'acide au sens de Bronsted et l'autre celui de base.



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Chimie des solutions - Réaction chimique - Chimie générale

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Une autoprotolyse est une réaction de transfert de proton entre deux molécules semblables, l'une jouant le rôle d'acide au sens de Bronsted et l'autre celui de base[1].

Écriture générale

L'autoprotolyse est une réaction de type acido-basique durant laquelle une espèce amphotère (on dit aussi ampholyte) réagit sur elle-même (d'où le préfixe auto-). Si on note cette espèce amphotère AH, alors

L'équation chimique d'une autoprotolyse est par conséquent de la forme générale : \mathrm{2∼HA = AH_2ˆ+ + Aˆ{-}}∼

Autoprotolyse de l'eau

La dépendance du produit ionique de l'eau à l'égard la température à la pression de 25 MPa
La dépendance du produit ionique de l'eau à l'égard la pression à la température de 25 °C

L'eau se comporte comme un acide : \mathrm{H_2O \longrightarrow Hˆ+ + HOˆ-}

L'eau se comporte comme une base : \mathrm{H_2O + Hˆ+ \longrightarrow H_3Oˆ+}

Les ions HO- et H3O+ ainsi constitués sont immédiatement solvatés (hydratés).

On écrit donc : \mathrm{2∼H_2O_{(l)} = H_3Oˆ{+}_{(aq)} + HOˆ{-}_{(aq)}}

Constante d'équilibre

La constante d'équilibre de cette réaction est nommée produit ionique de l'eau et notée Ke.

Ke=[H3O+ (aq) ]·[HO- (aq) ]

À 25 °C Ke vaut 10-14.

Pour l'eau pure, on en déduit [H3O+ (aq) ] = [HO- (aq) ] = 10-7 mol·L-1, d'où son pH : pH = -log [H3O+ (aq) ] = 7. C'est pourquoi le pH de la neutralité est fixé à 7.

Autres espèces amphotères (ou ampholytes)

Autoprotolyse de l'ammoniac :

\mathrm{2∼NH_{3(aq)} = NH_{4(aq)}ˆ{+} + NH_{2(aq)}ˆ{-}}

Autoprotolyse de l'ion hydrogénocarbonate :

\mathrm{2∼HCOˆ{-}_{3(aq)} = H_2CO_{3(aq)} + COˆ{2-}_{3(aq)}}

Notes et références

  1. Autoprotolysis dans le Goldbook IUPAC

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