Bonjour, j'ai une petite question? On sait que HO- est une base forte et H3O+ un acide fort, donc ils réagissent totalement. Seulement, lors de l'autoprotolyse de l'eau, la réaction n'est pas totale ! Ca m'intrigue vraiment !
Merci d'avance pour vos réponses !
La réaction de H3O+ avec OH- est une réaction que l'on devrait qualifier de quasi totale ... on la qualifie de totale pour simplifier les choses.
Mais pourtant HO- est une base forte, et H3O+ est un acide fort. On le voit par exemple dans la soude ou l'acide chlorhydrique !
H3O+ est un acide fort et OH- est une base forte c'est bien sûr et la réaction de l'un sur l'autre est quasi totale.
Si on met dans 1L d'eau 0.1 mol de H3O+ et 0.1 mol de OH- il reste à la fin 10^-7 mol de H3O+ et de OH-
Si on met dans 1L d'eau 0.1 mol de H3O+ et 0.2 mol de OH- il reste à la fin 0.1 mol de OH- et 10^-13 mol de H3O+
On peut donc considérer que la réaction est totale .
Okey, merci beaucoup ! Mais justement, les petites quantités qui restent sont dû à l'autoprotolyse de l'eau non ?
Peut être ... ou c'est un "chouia" de ce que l'on a mis au départ ... on ne se préoccupe pas de cela ...
D'accord. Mais par exemple, lorsqu'on prend une solution d'acide chlorhydrique, et qu'on la place dans une solution aqueuse. Dans la solution aqueuse il y a forcément des ions HO-, dû à l'autoprotolyse de l'eau. Pourquoi est ce que l'acide ne réagit-il pas avec les ions HO- ?
L'autoprotolyse de l'eau est 2H2O = H3O+ + OH- . Si on ajoute des H3O+ on fait reculer l'autoprotolyse de l'eau car la constante d'autoprotolyse est toujours vérifiée. Il est vraisemblable que des ions H3O+ réagissent avec des OH- qui proviennent de l'eau . On ne s'intéresse qu'à l'état d'équilibre dans ces questions. Ainsi si on a mis 0.1 mol de H3O+ dans 1L d'eau il reste 10^-13 mol de OH- .
Donc ils vont réagir à cause de l'autoprotolyse de l'eau, mais à l'état d'équilibre, la concentration en H3O+ sera inchangé. Mais si l'on rajoute un acide quelconque, par exemple CH3COOH, lui aussi va réagir avec la base forte HO- ?
Si on ajoute CH3COOH , acide faible, à de l'eau la réaction CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O+ permet d'expliquer correctement l'état d'équilibre observé. Maintenant , dans le détail, il a pu y avoir CH3COOH + OH- -> CH3COO- + H2O et il se reforme des OH- par l'autoprotolyse ... peut être. La seule chose de sûre c'est que si on met CH3COOH de pKa = 5 ( j'arrondis volontairement) à une concentration de 0,1 mol/L il y aura, à la fin , environ 0.1 mol/l de CH3COOH , 10^-3 mol/L de CH3COO- et H3O+ et 10^-11 de OH- . Il est bien évident que ces 10^-11 mol/l de OH- proviennent de l'autoprotolyse de l'eau qui a donné, en même temps 10^-11 mol/L de H3O+ sur les 10^-3 présents!
Mais ce que je ne comprends pas c'est que s'il y a une réaction avec les HO- et les CH3COOH, elle est forte car HO- est une base forte. Mais si les HO- se reforment avec l'autoprotolyse de l'eau, ça voudrait dire qu'il y a une réaction jusqu'à ce qu'il n'y est plus de CH3COOH, non ?
Pour rebondir sur cet échange, c'est lié au fait qu'à l'équilibre, pour un système homogène (constitué d'une seule phase, aqueuse ici), aucune espèce ne peut disparaître : donc aussi favorable que la réaction puisse être, elle ne peut pas être "totale" au sens strict du terme.
En revanche, négliger l'infime quantité restante du (des) réactif(s) limitants est tout à fait légitime...
Okey, merci ! Mais sinon pour le deuxième problème avec la réaction entre CH3COOH et HO-, as tu une solution ?
Quand il y a assez de CH3COO- ( et il y en a besoin de très peu) la réaction de l'acide CH3COOH s'arrête car on est à l'équilibre .
