SOS physique-chimie

Bonjour

Voici une question : Quel est le pH d'une solution d'acide chlorhydrique à 10⁻⁹ mol/L. Justifier la réponse.

Voici ma réponse : Je suis parti de l'équation d'éléctroneutralité : [H₃O⁺] = [Cl⁻] + [OH⁻] qui m'a amené à résoudre une équation pour finir sur un pH= 6,995 soit pH=7.

Pour avoir déjà fait ce genre d'exercice, je sais que ma réponse n'est a priori pas fausse. Mais la justifier c'est autre chose. Je ne saisi pas bien la notion d'autoprotolyse et le produit ionique de l'eau.
Tout d'abord : Ke= [H₃O⁺].[OH⁻] Je ne peux m'empêcher de me poser la question suivante : pourquoi une multiplication avec cette constante ?
D'autre part, quand on fait le calcul du pH d'une solution dans laquelle on a introduit un acide fort, on se retrouve avec une concentration [H₃O⁺] équivalente à la quantité d'acide mis en solution. Ou son passés les ions oxionium de l'autoprotolyse de l'eau ?

Bref, j'aurais besoin d'une explication concrète concernant ces notions.
D'avance, merci pour vos efforts.

Bonjour Fabrice,

En premier lieu, je souhaiterais préciser que ce forum est exclusivement dédié aux élèves de lycée, car nous ne serions pas en mesure de répondre à toutes les questions émanant du spérieur.

Cependant, je peux vous apporter quelques réponses pour cette fois.

La difficulté en chimie des solutions est de savoir ce qu'il faut prendre en compte ou ne pas prendre en compte. Il faut se demander si certaines espèces peuvent être négligées devant les autres. Par exemple, une solution d'acide chlorhydrique de 0,1 mol/L génère une concentration en ion H3O+ égale à 0,1 mol/L sans tenir compte de l'autoprotolyse de l'eau. Mais dans ce cas, l'autoprotolyse générant des ions H3O+ à une concentration de l'ordre de 10-7 mol/L, elle peut tout à fait être négligée (ce qui répond à votre dernière question). Par facilité, on oublie parfois de préciser ce que l'on néglige, mais c'est porteur parfois d'incompréhension.

Dans votre cas, la situation est plus subtile, puisque la concentration en H3O+ apportée par la dissociation totale de l'acide chlorhydrique ne peut pas être négligée devant l'autoprotolyse de l'eau. Par conséquent, il faut tenir compte de tous les ions en présence, au travers de l'équation d'électroneutralité comme vous l'avez fait, et de l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau. Ceci mène à une équation du second degré en [H3O+] résoluble.

L'autoprotolyse de l'eau est un équilibre chimique entre d'une part la molécule d'eau, et d'autre part deux ions qui peuvent spontanément se former à partir de cette molécule : H3O+ et HO-. La constante d'équilibre égale à 10-14 permet à tout instant de lier les concentrations de ces deux espèces.

Pour ce qui est de l'expression de la constante, elle est égale, comme toute constante, au produit des activités des produits divisé par le produit des activités des réactifs (je ne sais pas si vous avez eu l'occasion d'aborder la notion d'activité d'une espèce chimique). Dans des conditions de dilution suffisante, l'activité d'un ion peut être égale (à l'unité près) à sa concentration. L'activité du solvant peut être considérée comme égale à 1. Dans le cas de l'autoprotolyse de l'eau, ceci se traduit par une constante égale au produit des concentrations des deux ions divisé par 1, d'où l'expression couramment employée. La définition réelle faisant intervenir des activités sans unité, on obtient donc une constante sans unité (ce qui est nécessairement le cas). Mais vous avez raison, en toute rigueur, l'expression commune Ke = [H3O+].[HO-] est incorrecte d'un point de vue des unités.

Cette explication est truffée de raccourcis, mais vous admettrez qu'un forum n'est pas la forme idéale pour donner des explications précises.

Je ne vois pas apparaitre mon message. Dans le doute je réitère mes remerciements pour vos explications qui m'ont bien rendu service.
Bonne soirée !