Terminale S Activité expérimentale : Détermination d’une constante d’acidité par conductimétrie
Information 1 :
Un couple acide faible/ base faible (AH/A-) est caractérisé par une constante sans dimension appelée constante d'acidité et notée Ka dont la valeur ne dépend que de la température. Lors de la mise en solution de l'acide AH dans l'eau, le système atteint un état d'équilibre chimique dans lequel les concentrations (en mol.L-1) des espèces vérifient la relation :
Ka H3O
eq A
eq AH
eq (eq signifie « à l’équilibre »)Information 2 : conductivité
La conductivité σ dépend de la nature et de la concentration des ions présents dans la solution. Si la solution est suffisamment diluée (concentrations inférieures à 10-2 mol.L-1), la loi de Kohlraush permet de calculer la conductivité σ de la solution en fonction des concentrations [Xi] des ions présents et de leurs conductivités molaires ioniques λi (en Siemens mètre carré par mole
: S.m².mol-1) par la formule : σ =Σ λi [Xi]
La conductivité s'exprime en S.m-1 si les concentrations des ions sont exprimées en mol.m-3.
Conductivités molaires ioniques :
λ(H3O+) = 35,9 .10-3 S.m2.mol-1 et λ(HCO2-) = 5,46.10-3 S.m2.mol-1
Information 3 : Calcul de l'écart-type et de l'incertitude de répétabilité
Pour un niveau de confiance de 95 % on fera les calculs avec k = 2
A. Démarche à suivre : détermination par conductimétrie
I Détermination des concentrations des ions par conductimétrie dans une solution d'acide méthanoïque de concentration c
1. Mesurer la conductivité d'une solution de concentration molaire c = 5,0.10-2 mol.L-1 en acide méthanoïque apporté, l'exprimer en S.m-1.
2. Faire l’inventaire de toutes les espèces chimiques présentes dans la solution. Citer les espèces majoritaires (à l’exclusion du solvant) si l'on néglige l'autoprotolyse de l'eau. 3. À partir du tableau d'avancement de la réaction, exprimer les concentrations de HCO2H et
HCO2- en fonction de la concentration en ions H3O+ et de la concentration c de la solution d'acide méthanoïque.
4. En s'aidant des informations données, exprimer la conductivité σ en fonction des concentrations des ions dans l'état d'équilibre et des conductivités molaires ioniques. 5. Déduire des résultats précédents l'expression de la concentration [H3O+](eq).
6. Calculer la valeur de cette concentration en mol.m-3 puis la convertir en mol.L-1. 7. En déduire les valeurs des concentrations [HCO2H](eq) et [HCO2-](eq).
II Calcul de la constante d'acidité Ka
1. Exprimer la constante d'acidité associée au couple HCO2H / HCO2- , puis l'exprimer uniquement en fonction de c et [H3O+](eq) .
2. Calculer alors sa valeur numérique.
3. Mettre en commun les résultats obtenus par tous les groupes de la classe, supprimer toutes les valeurs manifestement aberrantes puis calculer la moyenne de ces valeurs. 4. Calculer l'écart-type pour le groupe de mesures. En déduire l'incertitude de répétabilité puis
un encadrement de la valeur de Ka.
5. Comparer la valeur moyenne à celle donnée par les tables : Ka = 1,8 .10-4.
6. Ka dépend-elle de la concentration initiale en acide méthanoïque ? Reprendre l'étude avec une solution d'acide méthanoïque de concentration différente.
B. Démarche à proposer :
Comment peut-on par une autre méthode de mesure déterminer la constante d'acidité de l'acide méthanoïque ?
