Autoprotolyse

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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.

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 K_e.

K_e=[H₃O⁺(aq)]·[HO^-(aq)]

À 25 °C K_e 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:

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