CH2 Activité 1 : Comportement des acides en solution Fichier

Tle _{STL – SPCL Chimie et développement durable Fiche Activité 1 - Chapitre 2 : Acides et bases}

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Chapitre 2

Acides et bases - Activité 1 - Correction

Description de l’activité :

Fiche(s) de synthèse mobilisée(s)

Type d’activité → activité expérimentale

Conditions de mise en œuvre → classe en demi-groupe

Matériel utilisé → Matériel : pH-mètres, solutions aqueuses de divers d’acides à deux

concentrations différentes

Place dans la séquence → Début de séquence

Capacités mises en œuvre dans cette activité

APP

– Mobiliser ses connaissances. ANA

– Identifier les paramètres influençant un phénomène.

REA

– Réaliser des mesures de pH.

– Effectuer des calculs à partir de résultats expérimentaux. REA

– Interpréter des résultats. COM

– Présenter des résultats de manière synthétique.

Éléments de réponses, démarche attendue, éventuels résultats expérimentaux :

Expérience 1 : Solution HCl HNO3 CH3CO2H NH4Cl pH mesuré 2,0 2,0 3,4 5,6 [H3O+]f (en mol.L-1₎ 10 -2 ₁₀-2 _4,2.10-4 _2,5.10-6 α 1 1 0,04 2,5.10-4

- _{Pour calculer la concentration en ions oxonium à l’état final à partir du pH mesuré :}

utiliser [H3O+]f = 10-pH

- Pour calculer α :

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Avancement

(en mol) Acide + H2O = Base conjuguée + H3O

+ Etat initial (en mol) x = 0 C.V Excès 0 0 Etat au cours de la transformation (en mol) x C.V - x x x Etat d’avancement maximal (en mol)

xmax = C.V - xmax xmax xmax

Etat final

(en mol) xf = C.V – xf xf xf On a toujours d’après l’équation de la réaction et les nombres stœchiométriques n(H30+)f = n(base conjuguée)f

soit [H3O+]f = [A-]f Pour calculer ∝ =[𝑨−]𝐟 𝐶𝑜 = [H₃O+_] f 10−2 1. Pour HCl ou HNO3 on a ∝ =[𝑨−]𝐟 𝐶𝑜 = 10−2

10−2 = 1. Cela signifie que la réaction est totale, que les deux solutions ont

exactement le même pH et donc xmax = xf car ce sont des acides forts. Un acide fort est entièrement dissocié dans

l’eau.

2. Les solutions d’acide éthanoïque et le chlorure d’ammonium ont, toutes les deux, un pH > 2.

De plus la quantité d’ions oxonium fournie par ces deux acides n’est pas identique, l’acide éthanoïque est plus dissocié que les ions ammonium.

Ce sont des acides faibles, la réaction avec l’eau est équilibrée ou limitée et xf < xmax. 3. Pour les acides forts, on aurait pu calculer le pH avec pH = - log C = 2,0.

Pour les acides faibles, au vu des pKa, l’acide éthanoïque est un acide plus fort que l’ion ammonium et est donc plus dissocié dans l’eau.

Expérience 2 : Solution HCl HNO3 CH3CO2H NH4Cl pH mesuré 3,0 3,0 3,9 6,1 [H3O+]f (en mol.L-1₎ 10 -3 ₁₀-3 _1,3.10-4 _7,9.10-7 α 1 1 0,13 7,9.10-4

Pour les deux solutions d’acide fort, le coefficient de dissociation reste à 1.

Pour les solutions d’acide éthanoïque et de chlorure d’ammonium, on constate une augmentation de la fraction dissociée lors de la dilution, ce qui fait que le coefficient de dissociation augmente lorsque la concentration diminue.

Le coefficient de dissociation de CH3CO2H reste toujours supérieur à celui de NH4Cl.

Conclusion de l’activité :

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Pour des solutions aqueuses d’acides faibles de même concentration apportée : - Le pH est d’autant plus faible,

- Le coefficient de dissociation est d’autant plus élevé

que la constante d’acidité Ka du couples mise en jeu est grande et donc que le pKa est faible.