Tp ts chimie Mesures de pH de solutions aqueuses








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date de publication28.01.2017
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TP TS chimie Mesures de pH de solutions aqueuses
Il est souvent nécessaire de mesurer précisément le pH d’une solution aqueuse. Pour cela, on utilise un appareil appelé pH-mètre. Comment mesurer le pH d’une solution aqueuse avec un pH-mètre ? Comment exploiter la mesure d’un pH pour caractériser une réaction ?

Sécurité : Observer les pictogrammes des réactifs utilisés. Rechercher les risques associés à leur utilisation et s’organiser en conséquence.
I. SOLUTIONS AQUEUSES D’ACIDES

A - Solutions aqueuses d’acide éthanoïque

Étalonner le pH-mètre en suivant les indications de la fiche méthode jointe.

  • Placer un bécher sur un agitateur magnétique et y verser 50 mL d’eau distillée. Mesurer le pH1 de l’eau distillée avec le pH-mètre.

Avec précautions, ajouter quelques gouttes d’acide éthanoïque pur. Agiter puis mesurer le pH2 de la solution aqueuse d’acide éthanoïque obtenue. Noter les valeurs de pH mesurées.
Info Par définition du pH: pH = - log [H3O+] soit [H3O+] = 10-pH
Q1. Calculer les concentrations [H3O+], en mol.L -1, des solutions avant et après ajout de l’acide éthanoïque pur. Q2. Comment varie la concentration [H3O+] d’une solution aqueuse lorsque son pH diminue ?
Les ions H3O+ présents en solution sont produits par la réaction entre l'acide éthanoïque et l’eau. Cette réaction est instantanée.
Q3. Mécanisme réactionnel

O +

CH3 C + H O H H O H +

O H …………………………………..

H




Représenter par des flèches courbes le mouvement des doublets d’électrons permettant d’expliquer la formation et la rupture des liaisons observées.

Identifier le deuxième produit formé.


  • On considère maintenant une solution aqueuse S1 d’acide éthanoïque de concentration en soluté apporté

C1 = 1,0 x 10-2 mol.L-1 et de volume V1 = 50 mL. Mesurer le pH de la solution S1 (ne pas jeter cette solution).
Q4. Compléter le tableau d'avancement





Avancement

CH3CO2H(aq) + H2O(l) ---- +

Etat initial (x = 0)

x = 0

C1. V1

solvant







Etat final théorique (si la réaction est totale)

x = xmax




solvant







Etat final expérimental

xf




solvant








Q5. - Déterminer la valeur de l’avancement maximal xmax de la réaction.

- À partir de la mesure du pH, déterminer la concentration finale [H3O+]f.

- En déduire la valeur de l’avancement final xf de la réaction.

Info : Lors d’une réaction totale, le réactif limitant est totalement consommé : xf = xmax et l’équation de la réaction s’écrit avec une simple flèche 

Info : Si la réaction n’est pas totale, les réactifs et les produits coexistent : xf < xmax et l’équation de la réaction s’écrit avec une double flèche

Q6. Comparer xf et xmax . Conclure. Compléter l’écritue de la réaction.

B - Solution aqueuse d’acide chlorhydrique

Une solution aqueuse d’acide chlorhydrique résulte de la mise en solution dans l’eau du chlorure d’hydrogène HCl(g) selon la réaction d’équation : HCl(g) + H2O(l)  H3O+(aq) + Cl - (aq)

On considère une solution aqueuse S2 d’acide chlorhydrique, H3O+(aq) + Cl - (aq) , de concentration en soluté apporté C2 =1,0 x 10-2 mol.L-1 et de volume V2 = 50 mL. Dans l'écriture de la réaction, on considère que la réaction est totale.

Q7. Proposer un moyen de le vérifier.

Q8. Le réaliser et conclure.
II. NOTION D’EQUILIBRE CHIMIQUE – SENS D’EVOLUTION D’UN SYSTEME CHIMIQUE.

Info : La réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau n’étant pas totale, le système chimique atteint un état d’équilibre dans l’état final, caractérisé par la coexistence des réactifs et des produits dans le mélange réactionnel. Pour traduire cet équilibre, l’équation de la réaction s’écrit avec une double flèche :

CH3CO2H(aq) + H2O(l) CH3CO2- (aq) + H3O+(aq)


Dans deux béchers identiques, répartir les 50 mL de la solution S1 conservée précédemment.

Mesurer le pH initial, noté pHi.

- Dans le bécher 1, ajouter, une pointe de spatule d’éthanoate de sodium qui contient des ions CH3CO2- (aq).

- Dans le bécher 2, verser, avec précaution, trois gouttes d’acide éthanoïque pur.

- Agiter, puis mesurer les pH des solutions obtenues, notés respectivement pH1 et pH2.
On suppose que les volumes des solutions n’ont pas varié lors des expériences.

Q9. Comment évolue le pH dans le bécher 1 ?

Comment varient alors la concentration [H3O+] et la quantité n(H3O+) ?

Dans quel sens le système chimique a-t-il évolué : sens direct ou sens inverse de l’équation de la réaction ?

Q10. Répondre aux mêmes questions pour l’expérience réalisée dans le bécher 2.
Q11. Dans quel sens évolue un système chimique lorsqu’on ajoute une des espèces intervenant dans l’équation de la réaction ?

Q12. La réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau n’est pas totale. On dit que le système atteint un état d’équilibre dynamique. Justifier.
III. Réaction entre un acide fort et une base forte : aspect thermique.

L’acide chlorhydrique (H3O+(aq) + Cl - (aq) ) et l’hydroxyde de sodium (Na+(aq) + HO- (aq) ) réagissent selon une réaction totale et instantanée.

Expérience collective :

- Mesurer la température initiale ϴ i des solutions S1 d’acide chlorhydrique et S2 d’hydroxyde de sodium.

- Dans un bécher, verser 50 mL d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration en soluté apporté

2,0 mol.L-1. Avec précaution, ajouter dans le bécher 50 mL d’une solution d’hydroxyde de sodium, de concentration en soluté apporté 2,0 mol.L -1.

- Agiter quelques secondes et mesurer la température finale ϴ f du mélange réactionnel.

- Recommencer l’expérience précédente avec des solutions d’acide chlorhydrique et d’hydroxyde de sodium diluées 4 fois.




ϴ i (S1)


ϴ i (S2)


ϴ f


Expérience 1 :

acide et base à 2,0 mol.L-1










Expérience 2 : acide et base à

0,50 mol.L-1










Q13. Pourquoi peut-on qualifier la transformation d’exothermique ?

Q14. Les expériences ont permis de montrer l’influence d’un paramètre ? Lequel ?

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