Photographie/Physique-chimie/Hydrolyse
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Lorsque l'on dissout dans l'eau un sel comme le chlorure de sodium NaCl, qui résulte de l'union d'un acide fort et d'une base forte, la solution ne comporte que des ions et le pH est pratiquement égal à celui du solvant, ici 7 si l'eau était pure.
Par contre, si l'on dissout un sel provenant, par exemple, de l'union d'une base forte avec un acide faible , il en va tout autrement : alors que les ions restent en solution, les ions ont tendance à se combiner avec les ions de l'eau pour reformer la molécule . Il en résulte que la solution s'enrichit en ions et devient basique. C'est l'hydrolyse.
Avec par exemple une solution normale d'éthanoate (acétate) de sodium , appelée pour simplifier, la constante de dissociation s'écrit :
![{\displaystyle K_{a}={\frac {\left[A^{-}\right]\cdot \left[H_{3}O^{+}\right]}{\left[AH\right]}}=1,8\cdot 10^{-5}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/2561b1aba411694b4b95e3dd3d6e0cf8c849e207)
Cette solution est électriquement neutre et contient donc autant d'ions négatifs que d'ions positifs. Par ailleurs
![{\displaystyle \left[Na^{+}\right]=1}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/cc07674ce125500af6484eddf89102be24f23c4a)
![{\displaystyle \left[A^{-}\right]+\left[OH^{-}\right]=\left[Na^{+}\right]+\left[H_{3}O^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/832f474922ad523f3cc10fd368dc3796cd502cd9)
![{\displaystyle \to \left[A^{-}\right]=1+\left[H_{3}O^{+}\right]-\left[OH^{-}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/88525a6cd128b416cefe61d926f42688b4e84611)
par ailleurs
![{\displaystyle \left[A^{-}\right]+\left[AH\right]=1}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/91fbf82a6a6787c0a7cce08f31237517169ffd43)
![{\displaystyle \to \left[AH\right]=\left[OH^{-}\right]-\left[H_{3}O^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/acbc3965e3f2232e8ba80c89b7ff170604f48c0d)
En reportant ces différentes valeurs dans l'expression de Ka et en appelant X la concentration , on obtient une équation du 3e degré.
![{\displaystyle \left[H_{3}O^{+}\right]}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f218309afd18b71359ac8861690b4e72d8b5191c)
équation qui admet une solution :
![{\displaystyle X=\left[H_{3}O^{+}\right]=10^{-9,4}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/de3f6053098e6fbd983bdb0bec8642c2ebed4294)
Ainsi donc cette solution est basique, avec un pH de 9,4. Si l'on avait considéré un sel d'acide fort et de base faible on aurait eu le résultat inverse, c'est-à-dire un milieu acide et un pH inférieur à 7. Lorsque l'acide et la base sont tous deux faibles, la solution reste à peu près neutre, mais le sel n'est que partiellement ionisé.
Si l'un des constituants peut s'éliminer par dégagement gazeux ou précipitation, l'équilibre ionique se trouve rompu et l'hydrolyse progresse jusqu'à être totale :
Il faut chauffer un peu, ce qui par modification de la valeur des constantes favorise l'hydrolyse tout en diminuant la solubilité du dioxyde de carbone.
Certains sels sont même parfaitement incompatibles avec la moindre trace d'eau, même à l'état de vapeur, et sont par conséquent très difficiles à conserver. C'est le cas du sulfure d'aluminium :
Le sulfure d'hydrogène se dégage sous forme gazeuse tandis que l'hydroxyde d'aluminium insoluble précipite.
L'hydrolyse régresse si l'on ajoute à un sel d'acide faible ou de base faible une base forte ou un acide fort. Une solution de chlorure d'ammonium peut par exemple être évaporée sans perte d'ammoniac si l'on opère en présence d'acide chlorhydrique .
En effet, dans un tel cas, le sel a une réaction acide, c'est-à-dire qu'il tend à former des ions dans la solution. Si l'on ajoute de tels ions par addition d'un acide fort, on fera régresser le phénomène d'hydrolyse.
