Correction TP chimie 3

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CHIMIE. Chapitre 3 la réaction chimique n'est pas toujours totale. TP 6 : La ... Inversement, la valeur de la concentration en ion oxonium d'une solution aqueuse, ... 1. Rappeler les définitions d'un acide et d'une base selon Brönsted, ainsi que ...
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CHIMIE Chapitre 3 la réaction chimique n'est pas toujours totale

TP 6 : La transformation d’un système chimique est-elle toujours totale ? Corrigé Objectifs du TP : → Utiliser la pH-métrie pour montrer qu’une transformation chimique n’est pas toujours totale et que la réaction a lieu dans les deux sens.

I. Le pH et sa mesure : I.1. Définition du pH : I.1.a. Rappels : Le pH d’une solution est une donnée très importante en chimie. Cette grandeur caractérise l’acidité d’une solution et est liée à sa + concentration en ion oxonium ou hydronium H3O . Pour les solutions aqueuses, le pH varie de 0 à 14 : pour des pH de 0 à 7, la solution est acide ; pour un pH de 7, la solution est neutre et pour des pH de 7 à 14, la solution est basique. I.1.b. Relation entre le pH et la concentration en ion oxonium : Pour les solutions aqueuses diluées, le pH est égal à l’opposé du logarithme décimal du nombre réel sans dimension égal à la -1 concentration en ion oxonium exprimée en mol.L : + pH = - log [H3O ] -1 -pH Inversement, la valeur de la concentration en ion oxonium d’une solution aqueuse, exprimée en mol.L , est égale à 10 I.1.c. Exploitation : 1. Rappeler les définitions d’un acide et d’une base selon Brönsted, ainsi que la définition d’un couple acide/base. + + Un acide au sens de Brönsted est une espèce capable de libérer un ou plusieurs H (ces H ne sont pas solvatés, ce sont des particules d’échanges) + Une base au sens de Brönsted est une espèce capable de capter un ou plusieurs H Un couple acide/base, noté A/B, est constitué de deux entités chimique qui se transforment l’une en l’autre par transfert d’un + ion H , selon l’équation : + A = B + H 2. Les ions oxonium présents dans une solution aqueuse sont le produit d’une réaction acido-basique entre un acide HA dissous et l’eau. Indiquer les couples acide/base mis en jeu et écrire l’équation de la réaction. Les couples sont : + HA(aq)/A (aq) et H3O (aq)/H2O(l) + HA(aq) = A (aq) + H + + H2O(l) + H = H3O (aq) + HA(aq) + H2O(l) = A (aq) + H3O (aq) 3. A l’aide d’une calculatrice, compléter les tableaux suivants : + -1 -2 -2 -3 -4 -7 -8 [H3O ] (mol.L ) 1,0.10 5,0.10 1,0.10 4,0.10 1,0.10 2,0.10 pH 2,0 1,3 3,0 3,4 7,0 7,7 pH 1,5 4,0 2,2 6,0 + -1 -2 -4 -3 -6 [H3O ] (mol.L ) 3,2.10 1,0.10 6,3.10 1,0.10 4. Comment varie le pH quand la concentration en ions oxonium augmente ? Lorsque la concentration en ions oxonium augmente, le pH diminue. 5. Comment varie le pH quand la concentration en ions oxonium est divisée par dix ? Lorsque la concentration en ions oxonium est divisée par 10, le pH augment d’une unité

7,9 -8 1,3.10

12,0 -12 1,0.10

I.2. Mesure du pH : I.2.a. Le pH-mètre : Un pH-mètre est un appareil de mesure constitué d’une sonde et d’un boîtier électronique. Pour mesurer le pH d’une solution, on plonge la sonde dans la solution et le boîtier affiche la valeur du pH. → Lire la fiche méthode. Les pH-mètres courants permettent de mesurer le pH avec une précision de ± 0,1 unité de pH. I.2.b. Exploitation : 1. Donner le principe d’utilisation d’un papier indicateur de pH. Indiquer la précision de la mesure. Comparer avec la précision d’un pH-mètre. Le principe est que le papier pH change de couleur en fonction du pH de la solution testée. La précision de la mesure est, au mieux, de une unité de pH 2. Pourquoi faut-il agiter la solution lors de la mesure du pH ?

CHIMIE Chapitre 3 la réaction chimique n'est pas toujours totale On agite la solution pour homogénéiser la solution, et faire en sorte que la solution en contact direct avec la cellule soit la même que l’ensemble de la solution. -2 -1 3. Donner un encadrement de la valeur du pH d’une solution de concentration en ions oxonium 1,00.10 mol.L , connue avec -2 -1 + -2 -1 une incertitude relative de 5 % (0,95.10 mol.L < [H3O ] < 1,05.10 mol.L ). Quelles seront les valeurs affichées par un pHmètre ? Conclure. -2 -1 + -2 -1 0,95.10 mol.L < [H3O ] < 1,05.10 mol.L La fonction logarithme (et donc logarithme décimale étant croissante et bijective) + - 2,02 < log([H3O ]) < - 1,98 2,02 > pH > 1,98 L’écart relatif de mesure de pH est :

∆pH 0,02 = pH 2,00 ∆pH = 1% pH Le passage de la concentration au pH « écrase » les variations.

II. Etude de transformations par pH-métrie : II.1. Notion de transformation limitée : L’état final d’une transformation peut être décrit par la valeur de l’avancement final de la réaction associée. Si le réactif limitant est entièrement consommé, la transformation est totale. L’avancement final est alors égal à l’avancement maximal. Dans le cas contraire, la transformation est limitée et l’avancement final est inférieur à l’avancement maximal. II.1.a. Mesure du pH de solutions acides : -2 -1 On a préparé 1,00 L de solution aqueuse d’acide éthanoïque (ou acétique) de concentration en soluté 1,00.10 mol.L , en dissolvant 0,600 g d’acide éthanoïque glacial dans de l’eau distillée. On dispose également d’acide chlorhydrique préparé en -2 dissolvant 1,00.10 mol d’acide pur par litre de solution. Après avoir étalonné le pH-mètre, mesurer le pH des deux solutions. 1. Rappeler les définitions de soluté, solvant et solution. 2. Citer les couples acide/base auxquels appartiennent les deux acides étudiés. 3. L’eau est un ampholyte. Que signifie ce terme ? Indiquer le couple acide/base qui intervient ici. 4. Ecrire les équations de réaction des deux acides HCl(g) et CH3COOH(aq) avec l’eau. 5. Sachant que le pH est mesuré à 0,1 unité près, donner un encadrement des concentrations en ion oxonium de chaque solution. II.1.b. Exploitation : On souhaite déterminer si les deux transformations sont totales ou non. On va donc construire les tableaux descriptifs des deux réactions acido-basiques étudiées. Le tableau descriptif de l’évolution d’un système chimique peut être construit avec les quantités des espèces qui interviennent, l’avancement étant alors noté x, en mol, mais il peut aussi être construit avec les concentrations des espèces en solution si le -1 volume est constant. L’avancement est alors un avancement volumique, noté y, en mol.L . -1 Modèle de tableau descriptif utilisant l’avancement volumique y en mol.L : aA Etat du système Etat initial En cours de transformation Etat final

Avancement volumique -1 (mol.L ) 0

+

bB



cC

+

dD

Concentration de A -1 (mol.L )

Concentration de B -1 (mol.L )

Concentration de C -1 (mol.L )

Concentration de D -1 (mol.L )

[A]i

[B]i

[C]i

[D]i

y

[A]i - a.y

[B]i - b.y

[C]i + c.y

[D]i + d.y

yf

[A]i - a.yf

[B]i - b.yf

[C]i + c.yf

[D]i + d.yf

-1

1. Construire les tableaux descriptifs en mol.L des deux réactions étudiées. 2. Pourquoi peut-on dire que le réactif en excès est l’eau ? Calculer ymax. 3. En vous aidant de la question 5 du II.1.a. , donner un encadrement de yf . 4. Comparer ymax et yf. Compte tenu de l’incertitude sur le pH, les transformations sont-elles totales ou limitées ?

CHIMIE Chapitre 3 la réaction chimique n'est pas toujours totale 5) On définit le taux d’avancement final

τ

= y f . Quelle est sa valeur pour chacune des réactions ? y max

II.2. Notion de réaction inverse : II.2.a. Expériences : ère

 1 manipulation : Ajouter quelques gouttes d’acide éthanoïque pur à la solution d’acide éthanoïque (attention aux consignes de sécurité). Mesurer le pH après homogénéisation. 1. Quel est l’influence de l’ajout d’acide éthanoïque pur sur le pH de la solution ? + 2. Cette variation du pH traduit-elle une diminution ou une augmentation de la concentration en ion H3O ? 3. Ecrire l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque aqueux avec l’eau. 4. Cette réaction permet-elle d’expliquer la variation de pH observée ? ème

 2 manipulation : Ajouter quelques grains d’éthanoate de sodium solide à la solution. Mesurer le pH après dissolution totale. 1. Quel est l’influence de l’ajout d’éthanoate de sodium sur le pH de la solution ? + 2. Cette variation du pH traduit-elle une diminution ou une augmentation de la concentration en ion H3O ? 3. Ecrire l’équation de la réaction de dissolution de l’éthanoate de sodium dans l’eau. 4. L’ion éthanoate est-il une base ou un acide ? Par quelle réaction peut-on traduire la variation de pH observée ? II.2.b. Exploitation : 1. Que peut-on dire des deux réactions qui ont lieu dans les manipulations précédentes ? 2. Par quoi la transformation du II.1) était-elle en fait limitée ?

CHIMIE Chapitre 3 la réaction chimique n'est pas toujours totale Une transformation est-elle toujours totale ? PAILLASSE PROF

PAILLASSE ELEVES -2

Acide chlorhydrique 1,00.10 M + bécher (1L) -2 Acide acétique 1,00.10 M (0,60 g/L) + bécher (1L) Acide acétique glacial sous hotte + bécher + compte-goutte Ethanoate de sodium + spatule Echelle de teinte de papier pH Solution tampon pH 4 et 7 Gants Lunettes de protection Papier Joseph

Pots de yaourt (2) pH-mètre + sonde + potence