Les trois exemples présentés ont pour but de montrer comment l'existence de l'équilibre d'autoprotolyse de l'eau permet d'expliquer des résultats expérimentaux bien connus.
Il est inutile de retenir le détail des calculs. Il est aussi possible de passer directement à la suite du cours sans lire cette partie.
b. Solution d'acide chlorhydrique
On considère une solution d'acide chlorhydrique HCl de concentration apportée c. On admettra pour le moment que chaque mole de HCl libère une mole d'ions oxonium et une mole d'ions chlorure en solution aqueuse.
Ecrire l'expression du quotient de réaction de l'autoprotolyse à l'instant initial, Q r,i en fonction de [H3O+]i et [HO-(aq)]i, puis en fonction de c et Ke.
Qr,i= [H3O+]i.[HO-(aq)]i avec [H3O+]i = c + (ions initialement présents dans l'eau pure + ions apportés par HCl)
et
[HO-(aq)]i = ( ions initialement présents dans l'eau pure)
donc Qr,i = (+c)= Ke +c.
Comparer la valeur de Q r,i et celle de Ke , décrire l'évolution du système jusqu'à l'équilibre comme au a et conclure
Qr,i > Ke . Le système évolue de façon à ce que Qr diminue, donc les concentrations en ions oxonium et hydroxyde diminuent.
[HO-(aq)] devient donc inférieur à sa valeur initiale .
Comme le produit [H3O+][HO-(aq)] reste constant, égal à Ke, quand [HO-(aq)] diminue [H3O+] augmente et devient supérieur à : le pH devient inférieur à pKe / 2 (inférieur à 7, à 25° ).
C'est bien conforme à ce qu'on sait des solutions d'acide chlorhydrique.
(ions initialement présents dans l'eau pure + ions apportés par HCl)