Solution acide
Une solution acide, dans le cas des solutions aqueuses, est une solution dont la concentration en ion hydroxyde HO− est inférieure à la concentration en ion hydronium H3O+. L'eau subit une réaction d'autoprotolyse, qui est une réaction équilibrée, avec une constante d'équilibre, appelée produit ionique Ke : Ke=[H3O+(aq)]·[HO−(aq)]. Ainsi, la solution est acide si : [HO−] < [H3O+] K e [ H 3 O + ] < [ H 3 O + ] {\displaystyle {\frac {K{\text{e}}}{\mathrm {[H_{3}O^{+}]} }}<\mathrm {[H_{3}O^{+}]} } [ H 3 O + ] > K e {\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]} >{\sqrt {K{\text{e}}}}} p H < p K e 2 {\displaystyle \mathrm {pH} <{\frac {\mathrm {p} K{\text{e}}}{2}}} Le produit ionique Ke, comme toutes les constantes d'équilibre, dépendant de la température, la limite pour avoir une solution basique dépend également de la température. Exemples : à 25 °C, pKe vaut 14 donc une solution est acide à 25 °C si le pH est inférieur à 7 ; à 37 °C, pKe vaut 13,6 donc une solution est acide à 37 °C si le pH est inférieur à 6,8.
Une solution acide, dans le cas des solutions aqueuses, est une solution dont la concentration en ion hydroxyde HO− est inférieure à la concentration en ion hydronium H3O+.
L'eau subit une réaction d'autoprotolyse, qui est une réaction équilibrée, avec une constante d'équilibre, appelée produit ionique Ke :
- Ke=[H3O+(aq)]·[HO−(aq)].
Ainsi, la solution est acide si :
- [HO−] < [H3O+]
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![{\displaystyle \mathrm {[H_{3}O^{+}]} >{\sqrt {K{\text{e}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/6c5cc7e8516c06d368cfaf59c6c883aa3525f17d)
Le produit ionique Ke, comme toutes les constantes d'équilibre, dépendant de la température, la limite pour avoir une solution basique dépend également de la température.
Exemples :
- à 25 °C, pKe vaut 14[1] donc une solution est acide à 25 °C si le pH est inférieur à 7 ;
- à 37 °C, pKe vaut 13,6[1] donc une solution est acide à 37 °C si le pH est inférieur à 6,8.
Notes et références
[modifier | modifier le code]- Séverine Bagard, Chimie Tle S : Tout-en-un, Bréal, 2008, 239 p. (ISBN 978-2-7495-0812-2, lire en ligne)
