L’eau, qui joue le rôle de solvant
Explication
Une solution aqueuse utilise l’eau comme solvant, et l’eau y constitue l’espèce majoritaire. Les ions hydronium et hydroxyde sont présents, mais ils ne définissent pas le solvant.
Un ion hydronium et un ion hydroxyde
Explication
L’autoprotolyse implique un transfert de proton entre deux molécules d’eau, formant simultanément H₃O⁺ et HO⁻. Elle ne produit donc pas un seul ion ni un proton libre isolé.
2 H₂O(l) ⇌ H₃O⁺(aq) + HO⁻(aq)
Explication
Deux molécules d’eau réagissent réversiblement pour former un ion hydronium et un ion hydroxyde. L’écriture avec H⁺ libre ou avec une transformation irréversible ne décrit pas correctement cette réaction.
Kₑ = [H₃O⁺]ₑq[HO⁻]ₑq = 10⁻¹⁴
Explication
Le produit ionique est le produit des concentrations à l’équilibre et vaut 10⁻¹⁴ à 25 °C. pKₑ correspond au logarithme opposé de Kₑ, tandis qu’une somme ou un quotient ne convient pas.
10⁻³ mol·L⁻¹
Explication
La relation [H₃O⁺] = 10⁻ᵖᴴ donne 10⁻³ mol·L⁻¹ pour un pH égal à 3. Le nombre 3 est le pH, pas une concentration, et 10⁻¹⁴ correspond à une autre valeur de pH.
L’acidité augmente, [H₃O⁺] augmente et [HO⁻] diminue
Explication
Un pH plus faible correspond à une solution plus acide, donc à davantage d’ions H₃O⁺ et moins d’ions HO⁻. L’évolution inverse caractérise une solution davantage basique.
Une espèce capable de céder un ion H⁺
Explication
Selon Brönsted, un acide est un donneur de proton H⁺. La capture d’un proton définit une base, tandis que la production de HO⁻ n’est pas le critère général demandé.
Une espèce capable de capter un ion H⁺
Explication
Une base de Brönsted accepte un proton H⁺ au cours d’une réaction acido-basique. La cession d’un proton correspond au comportement d’un acide, indépendamment de la présence d’oxygène.
Elle peut céder ou capter un ion H⁺
Explication
L’eau est amphotère parce qu’elle peut adopter le rôle d’acide en cédant H⁺ ou celui de base en captant H⁺. La production de HO⁻ seule ne suffit pas à définir l’amphotéricité.
Un acide AH et sa base conjuguée A⁻
Explication
Un couple acide-base rassemble deux espèces qui diffèrent par un proton H⁺, l’acide AH étant associé à sa base A⁻. Deux espèces appartenant à des couples différents ne sont pas conjuguées pour cette seule raison.
AH ⇌ H⁺ + A⁻
Explication
L’acide AH peut céder un proton H⁺ et donner sa base conjuguée A⁻, ce qui s’écrit sous forme d’un équilibre. Les autres équations décrivent des réactions avec l’eau ou une protonation différente.
A₁ cède H⁺ à B₂, donnant B₁ et A₂
Explication
Le proton est transféré de l’acide A₁ vers la base B₂ ; les espèces obtenues sont donc la base conjuguée B₁ et l’acide conjugué A₂. Inverser le donneur et le récepteur renverse le mécanisme acido-basique.
La réaction avec l’eau est totale pour l’espèce forte et non totale pour l’espèce faible
Explication
La force acido-basique dépend du caractère total ou non de la réaction avec l’eau. La vitesse de réaction ou la simple présence d’un proton ne constitue pas le critère défini ici.
Il est entièrement transformé en H₃O⁺ et A⁻
Explication
La réaction totale AH + H₂O produit H₃O⁺ et A⁻, de sorte qu'AH n’existe plus comme espèce propre en solution aqueuse. La formation de HO⁻ correspond plutôt à la réaction d’une base forte avec l’eau.
HO⁻ et l’acide conjugué de A⁻
Explication
Une base forte prélève un proton à l’eau, ce qui forme HO⁻ et son acide conjugué ; cet acide conjugué devient spectateur vis-à-vis de l’eau. La production de H₃O⁺ caractérise la réaction d’un acide avec l’eau.
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Qu'est-ce qu'une solution aqueuse ?
Une solution dont le solvant majoritaire est l'eau.
Que se passe-t-il lors de l'autoprotolyse de l'eau ?
Un proton est transféré entre deux molécules d'eau.
Quels ions se forment lors de l'autoprotolyse de l'eau ?
Un ion hydronium H₃O⁺ et un ion hydroxyde HO⁻.
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