Couples de l'eau : conséquences

Les potentiels de constante d'acidité associés aux couples de l'eau sont :

• `"pK"_"A"("H"_3"O"^+"/""H"_2"O")=0`
  
• `"pK"_"A"("H"_2"O""/""OH"^-)="pK"_e=14`
  

Échelle de `"pK"_"A"` dans l'eau

Les acides forts sont entièrement dissociés dans l'eau pour donner leur base conjuguée : ainsi, l'acide le plus fort qui peut exister en solution aqueuse est l'ion oxonium.

De même, les bases fortes sont entièrement protonées dans l'eau pour donner leur acide conjugué : ainsi, la base la plus forte qui peut exister en solution aqueuse est l'ion hydroxyde.

On en déduit que l'échelle de `"pK"_"A"` des couples correspondant à des espèces qui peuvent exister dans l'eau (à savoir des acides faibles et des bases faibles) est comprise entre 0 et 14.

L'eau pure n'existe pas

Le quotient de réaction associé à l'autoprotolyse de l'eau est donné par la relation : \(Q_\text{r}=\frac{\mathrm{[OH^-]\times \mathrm{[H_3O^+]}}}{{(\text{c°})^2}}\). 

Le quotient de réaction initial de l'eau liquide parfaitement pure est donc nul (il n'y a pas d'ion hydroxyde et d'ion oxonium). Comme \(Q_\text{r,i}<K_\mathrm{e}\), le système est hors équilibre et évoluera spontanément dans le sens direct donc vers la formation d'ions hydroxyde et d'ions oxonium.

L'eau liquide, aussi pure soit-elle, contient toujours des ions hydroxyde et oxonium comme solutés.

Composition et pH de l'eau

À l'équilibre de l'autoprotolyse, on a donc \(\frac{\mathrm{[OH^-]_{éq}\times \mathrm{[H_3O^+]_{éq}}}}{{(\text{c°})^2}}=K_\mathrm{e}\), avec \(\mathrm{[OH^-]_{éq}}=\mathrm{[H_3O^+]_{éq}}\), ce qui peut s'écrire \(\frac{ (\mathrm{[H_3O^+]_{éq})^2}}{{(\text{c°})^2}}=K_\mathrm{e}\) soit \(\mathrm{[H_3O^+]_{éq}}=\text{c°}\times \sqrt K_\mathrm{e}\).

À 25 °C, on a \(K_\mathrm{e}(25\text{°C})=1,00\times10^{-14}\) donc il vient `"[H"_3"O"^+"]"_"éq"=1" mol"\cdot "L"^{-1}\times \sqrt{ 1,00\times10^{-14}}=1,00\times10^{-7}\" mol"\cdot "L"^{-1}`.

On a donc aussi à l'équilibre \(\mathrm{[OH^-]_{éq}}=1,00\times10^{-7}\mathrm{mol\cdot L^{-1}}\).

Le pH d'une telle solution est ainsi : \(\mathrm{pH=-log(\frac{ 1,00\times10^{-7}\mathrm{mol\cdot L^{-1}}}{1\mathrm{mol\cdot L^{-1}}})}=7\).

Une solution d'eau "pure" contient ainsi des ions oxonium et hydroxyde, chacun en concentration `10^{-7}" mol"\cdot"L"^-1`, et a un `"pH" = 7` (on retrouve la valeur d'un pH neutre).