La détermination de la constante d’acidité (Ka)








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date de publication14.11.2016
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TYPE DE LABO : Expérimentation

THÉORIE : Chapitre 8







CHIMIE



labo 27




La détermination de la constante d’acidité (Ka)




MISE EN SITUATION



















Quand ça tourne au vinaigre !

Le vinaigre est connu depuis plus de 5000 ans. À l’époque de la Grèce antique, on diluait le vinaigre dans de l’eau pour en faire une boisson désaltérante. On l’utilisait aussi pour assaisonner les plats et accompagner le pain. Plus tard, on s’est rendu compte qu’il prolongeait la conservation des aliments. Ce fut le début des marinades ! Avec le temps, la fabrication du vinaigre s’est raffinée. Aujourd’hui, on trouve sur le marché plusieurs types de vinaigre aux goûts et aux textures variés. Toutefois, tous les vinaigres ont une substance commune, l’acide acétique (CH3COOH), responsable de leur goût typique. En effet, le vinaigre est une solution diluée d’acide acétique dont le pH se situe normalement autour de 2,4. Y a-t-il un lien entre le pH, la concentration en acide et la constante d’acidité ? Si oui, quelle est la concentration en acide acétique du vinaigre ?

Pour en apprendre un peu plus, réalisez cette expérience qui vous permettra de déterminer quelle est la relation existant entre la constante d’acidité, le pH et la concentration en acide.










laboratoire



















BUT










Quel est le but de ce laboratoire ?

























1.

Quelle est la variable indépendante dans ce laboratoire ?



















2.

Quelles sont les variables dépendantes dans ce laboratoire ?



















3.

Quelles sont les autres variables dont vous devez tenir compte dans ce laboratoire ?











































protocole

MATÉRIEL

 Un cylindre gradué de 100 mL

 100 ml d’une solution d’acide acétique (CH3COOH) à 1,0 mol/L

 Acétate de sodium (CH3COONa) 0,10g et Acétate de calcium ( Ca(CH3COO)2 ) 0,10 g

 Un pH-mètre LabQuest

 1 bécher de 150 ml

 1 bécher de 400 ml

 spatule

 balance

 1 pèse-matière





MANIPULATIONS

PARTIE 1




1. Prendre note de la température au laboratoire

2. À l’aide d’un cylindre gradué de 100 mL, mesurer 100,0 mL de la solution d’acide acétique 1,0 mol/L.

3. Verser la solution d’acide acétique dans le bécher de 400 mL.

4. Rincer l’électrode du pH-mètre avec l’eau distillée.

5. À l’aide du pH-mètre, mesurer le pH de la solution présente dans le bécher de 400 mL.

6. À l’aide d’un cylindre gradué de 100 mL, mesurer 10,0 mL d’acide acétique à 1,0 mol/L présent dans le bécher de 400 mL et vider le restant dans le lavabo.

7. Ajoutez 90,0 mL d’eau distillée dans le cylindre graduée de 100 mL.

8. Verser la solution dans le bécher de 400 mL(Solution S1).



  • Calcul de la nouvelle concentration

C1 . V1 = C2 . V2

C: concentration initiale de la solution mère (1,0 mol/L)

V: Volume mesuré de la solution mère (10 mL)

C: Concentration après la dilution (Ce que nous cherchons à savoir)

V: Volume final de la solution S1 (10 mL de CH3COOH + 90 mL d’eau = 100 mL)

(1,0 mol/L) (de solution)

Si on isole C2

C2= C1 . V1 = 1,0 mol/L X 10 mL (CH3COOH) = 0,10 mol/L pour S1

V2 100 mL total

9. Rincer l’électrode du pH-mètre à l’eau distillée.

10. Mesurer le pH de la solution S1 diluée.














MANIPULATIONS

PARTIE 2




  1. Pesez 0,10 g de CH3COONa dans le pèse-matière.

  2. Ajouter 0,10 g de CH3COONa à la solution (S1) préparée précédemment (0,1 mol/L).

  3. Rincer l’électrode du pH-mètre à l’eau distillée.

  4. À l’aide du pH-mètre, mesurer le pH de la solution.

  5. Pesez 0,10 g de Ca(CH3COO)2 solide dans le bécher de 150 mL

  6. Ajoutez 100,0 mL d’eau distillée dans le bécher de 150 mL

  7. Bien homogénéiser la solution présente dans le bécher de 150 mL

  8. Transvidé le bécher de 150 mL dans le bécher de 400 mL

  9. Rincer l’électrode du pH-mètre à l’eau distillée.

  10. À l’aide du pH-mètre, mesurer le pH de la solution.

  11. Vider le tout dans le lavabo et nettoyer.










RÉSULTATS

Notez vos résultats dans le tableau suivant. Donnez un titre à votre tableau.

Titre :










Concentration en acide acétique

pH




(en

mol/L

)
















1

1,0




2

0,10




3

Ajout de 0,10 g de CH3COONa au #2




4

Ajout de 0,10 g de Ca(CH3COO)2 au #3




CALCULS

Calculez la constante d’acidité de chacune des concentrations testées.




Calculs pour 1,0 mol/L







Calculs pour 0,10 mol/L







Calculs pour 0,10 g de CH3COONa







Calculs pour 0,10 g de Ca(CH3COO)2


discussion

ANALYSE DES RÉSULTATS

1. Comparez les constantes d’acidité que vous avez calculées. La constante d’acidité dépend-elle de la concentration en acide ou d’un soluté ?

























2. Comparez les constantes d’acidité que vous avez calculées avec la valeur théorique. Que pouvez-vous en conclure ?

























3. Comment varie le pH en fonction de la concentration en acide ?




























4. L’acide étudié est-il un acide fort ou un acide faible ?

























5. Quelles sont les causes d’erreur possibles dans ce laboratoire ?

























6. Comment pourriez-vous améliorer le protocole de ce laboratoire ?

























CONCLUSION

1. Quelle est votre conclusion pour ce laboratoire ?

























2. Votre hypothèse est-elle confirmée ou infirmée ? Expliquez votre réponse.

























RETOUR SUR LA MISE EN SITUATION

Y a-t-il un lien entre le pH, la concentration en acide et la constante d’acidité ? Si oui, quelle est la concentration en acide acétique du vinaigre ?













La détermination de la constante d’acidité (Ka)

LABO 27



OPTIONscience – Chimie

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