Bonjour. J'aimerais savoir pourquoi les acides de Lewis baissent le pH de solutions alors qu'ils ne cèdent pas de H+, étant donné que le pH est lié à la concentration en H+ ? Par exemple, pour le chlorure de zinc, on lit sur Wikipédia qu'une solution de ZnCl2 peut atteindre un pH d'environ 4.
Bonjour,
Dans l'eau, les acides de Lewis réagissent chimiquement. A l'issue de cette réaction dite d'hydrolyse, ils produisent des ions H+.
C'est le cas de ZnCl2 par exemple. Dans l'eau, il se produit une réaction partielle, qui peut s'écrire :
ZnCl2 + H2O --> [Zn(OH)]+ + H+ + 2 Cl-
ou encore :
Zn2+ + H2O --> [Zn(OH)]+ + H+
Cette réaction est très partielle. En solution 0.1 M, il suffit que 0.1% de ZnCl2 réagisse ainsi pour créer un pH de 4. Les 99.9% du chlorure de zinc ne réagit pas ainsi.
D'accord merci de l'explication ! Donc si je comprends bien, seuls les acides de Lewis capable de former des complexes avec l'eau comportant un OH- peuvent faire baisser le pH de l'eau ?
A priori, un acide de Lewis peut forcément former un(des) complexe(s) avec un(des) ion(s) hydroxyde(s), simplement parce qu'il comporte une(des) lacune(s) électronique(s). Ceci évidemment sans présumer de la stabilité du(des) complexe(s), il y aura forcément des cas "pathologiques" où opérationnellement on dira qu'il ne se forme aucun complexe (bien qu'il s'en forme en réalité mais de manière trop faible pour donner lieu à une mesure).Donc si je comprends bien, seuls les acides de Lewis capable de former des complexes avec l'eau comportant un OH- peuvent faire baisser le pH de l'eau ?
De plus, la baisse de pH due à un acide de Lewis peut également être imputée à la précipitation d'un hydroxyde.
m@ch3
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