0 Conductivité en S.m -1

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1 PARTIE COMPRENDRE CH17 COUPLE ACIDE BASE FAIBLE-SOLUTION TAMPON MESURE DE pka CORRIGE Compétence exigible : Mettre en œuvre une démarche expérimentale pour déterminer une constante d acidité. I - DÉTERMINATION DE CONCENTRATIONS D IONS PAR CONDUCTIMÉTRIE Étalonner le conductimètre avec la fiche méthode jointe. Mesurer la conductivité 0 d une solution aqueuse S0 d acide méthanoïque HCO2H(aq) de concentration molaire en soluté apporté C0 = 5,00x10-2 mol.l Convertir la conductivité 0 en S.m -1. Lecture 1,155 ms.cm -1 =1, S.cm -1 =1, x10 2 S.m -1 0 = 1,155x10-1 S.m Les couples acide / base mis en jeu dans la réaction étudiée sont HCO2H(aq) / HCO2 - (aq) et H3O+(aq) / H2O(l). Écrire l'équation de la réaction entre l'acide méthanoïque et l'eau sachant qu elle conduit instantanément à un état d équilibre. HCO2H(aq) + H2O(l) HCO2 - (aq)+ H3O+(aq) 4. Relation a-t-on entre les quantités d ions n(hco2 - )éq et n(h3o+)éq dans l état d équilibre final x f = n(hco2 - )éq = n(h3o+)éq Remarque On note l avancement x f et non x max, car c est un état d équilibre, susceptible de varier et ce n est l avancement maximal. En déduire une relation entre les concentrations [HCO2 - ]éq et [H3O + ]éq. n(hco2 - )éq x V = n(h3o+)éq x V [HCO2 - ]éq =[H3O + ]éq. 5. Exprimer la conductivité 0 de la solution d acide méthanoïque en fonction des concentrations [HCO2 - ]éq et [H3O+]éq et des conductivités ioniques molaires 1 = HCO2- et 2 = H3O+ (Voir exemple sur la fiche étalonnage). 0 = 1[HCO2 - ]éq + 2[H3O + ]éq = [H3O + ]éqx ( 1+ 2) 6. On en déduit [H3O + ]éq Concentration en ions oxonium en mol. m -3 1 et 2 conductivités ioniques molaires en S.m 2 mol Conductivité en S.m -1

2 7. On donne : 1 = 5,46x10-3 S.m².mol -1 et 2 = 35,0x10-3 S.m².mol -1. Calculer la concentration [H3O+]éq en mol.m -3 puis la convertir en mol.l -1. II CONSTANTE D ACIDITE KA DU COUPLE HCO2H(aq) / HCO2 (aq) 1. Rappeler l expression du pka du couple HCO2H(aq) / HCO2 (aq) ainsi que les unités. pka = -log Ka avec 2. Quantité d acide méthanoïque n(hco2h)éq dans l état final d équilibre en fonction de n0 et de n(h3o+)éq. D après le tableau d avancement n(hco2h)éq = n 0 - x f = n 0 -n(h3o+)éq 3. En déduire une relation entre les concentrations [HCO2H]éq, C0 et [H3O+]éq. n(hco2h)éq = [HCO2H]éq x V=C 0 xv -[H3O+]éq x V [HCO2H]éq = C 0 -[H3O+]éq 4. Comme et [HCO2 - ]éq =[H3O + ]éq. Ka = ([H3O + ]éqx[h3o + ]éq)/ C 0 -[H3O+]éq 5. Valeur de KA pour la solution S0 étudiée. À 25 C, la constante KA du couple HCO2H(aq) / HCO2 (aq) donnée par les tables, est KA = 1, Ecart relatif entre la valeur trouvée est celle donnée par les tables. 6. On dilue dix fois la solution S0 Matériel Becher de prélèvement et solution mère Fiole 100,0 ml Pipette jaugée 10,0 ml Dispositif d aspiration C 1 =C 0 /10

3 6. Mesure la conductivité 1 de la solution S1. La conductivité 1 de la solution S1 est : 1 =0,345 ms.cm -1 = 3, S.m -1 Constante d acidité KA pour la solution S1. La valeur trouvée est très proche de la précédente La valeur trouvée est proche, à 3 % près, de celle obtenue avec la solution d acide méthanoïque dix fois plus concentrée. 7. Conclusion : pour un couple acide / base donné, la constante d acidité KA du couple ne dépend pas de l état initial du système chimique étudié A FAIRE POUR LA PROCHAINE SÉANCE DE COURS 8. Pour la solution S0, mettre en commun l ensemble des résultats obtenus par les n groupes de la classe puis, après suppression des résultats manifestement aberrants, calculer la valeur moyenne KAmoy.

4 PARTIE COMPRENDRE CH17 COUPLE ACIDE BASE FAIBLE-SOLUTION TAMPON ASPECT THERMIQUES D UNE RÉACTION ACIDO-BASIQUE CORRIGE Mettre en évidence l'influence des quantités de matière mises en jeu sur l élévation de température observée. On souhaite mettre en évidence l influence des quantités de matière mises en jeu sur l élévation de température Δθ observée lors de la réaction acido-basique entre une solution aqueuse de soude (= hydroxyde de sodium : (Na + (aq) + HO - (aq)) ) et VA = 25,0 ml d une solution aqueuse d acide chlorhydrique (H 3 O + (aq) + Cl - (aq)). Ces solutions possèdent la même concentration molaire c = 1,0 mol.l-1. A ÉTUDE ÉNERGÉTIQUE DE LA RÉACTION : 1 ) Observer les pictogrammes des réactifs utilisés. Rechercher les risques associés à leur utilisation et s organiser en conséquence. 2 ) Écrire l équation de la réaction. Comment qualifie-t-on les ions Na + et Cl - au cours de cette réaction? 3 ) Proposez un protocole expérimental pour étudier la réaction entre ces deux solutions d un point de vue énergétique. Mettre en œuvre ce protocole après accord du professeur. B - INFLUENCE DE LA CONCENTRATION Proposer un protocole pour montrer l influence de la concentration sur la variation de température observée. C ÉTUDE THÉORIQUE En travaillant rapidement, on peut considérer que les pertes d énergie avec l extérieur sont négligeables devant l énergie thermique Eth libérée par la réaction. Eth = m.c. θ m, masse du mélange réactionnel (assimilée à la masse du même volume d eau) C, capacité thermique calorifique (assimilée à celle de l eau C eau =4,18 J.g -1.C -1 ) θ, variation de température On considère les mesurer relatives à la première manipulation. 1 ) Calculer l énergie thermique libérée par la réaction. 2 ) Calculer les quantités d acide et de base utilisée pour cette expérience 3 ) En déduire l avancement maximale x f de la réaction, sachant que la réaction est totale, l avancement final est égal à l avancement maximal. 4 ) Calculer la valeur de l énergie thermique correspondant à un avancement final égal à 1,0 mol. 5 ) La valeur de référence de l énergie thermique donnée dans les tables est Eth = 57kJ.mol -1. Évaluer l incertitude

5 relative sur la valeur calculée.

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