Autoprotolyse

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

Sommaire

Écriture générale

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

  • AH se comporte comme un acide et libère un proton H+ : \mathrm{AH \longrightarrow H^+ + A^-}
  • AH se comporte comme une base et capte un proton H+ : \mathrm{AH + H^+ \longrightarrow AH_2^+}

L'équation chimique d'une autoprotolyse est donc de la forme générale : \mathrm{2~HA = AH_2^+ + A^{-}}~

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 H^+ + HO^-}

L'eau se comporte comme une base : \mathrm{H_2O + H^+ \longrightarrow H_3O^+}

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

On écrit donc : \mathrm{2~H_2O_{(l)} = H_3O^{+}_{(aq)} + HO^{-}_{(aq)}}

Constante d'équilibre

La constante d'équilibre de cette réaction est appelée 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)}^{+} + NH_{2(aq)}^{-}}

Autoprotolyse de l'ion hydrogénocarbonate:

\mathrm{2~HCO^{-}_{3(aq)} = H_2CO_{3(aq)} + CO^{2-}_{3(aq)}}

Notes et références


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