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Acide fort ou faible



  1. #1
    Dilemmae

    Unhappy Acide fort ou faible


    ------

    Bonjour,
    J'ai un DM a réaliser pour la rentrée et je ne comprends pas un exercice.

    Intitulé:
    Un étudiant doit effectuer une étude expérimentale pour déterminer si l'acide chloroéthanoique de formule Ch2Cl-COOH est un acide fort ou faible. Il dispose de tout le matériel de labo courant et d'un flacon d'acide chloroéthanoique sous forme de cristaux blancs. Cet acide, solide à température ambiante, est très soluble dans l'eau. Sa masse molaire = 94.5 g/mol.

    1. Quelle est la différence entre un acide fort et un acide faible ? Comment la vérifier expérimentalement ?

    Ma réponse : plus la constante d'acidité Ka est petite, plus l'acide sera faible. Il faut donc calculer Ka = [H3O+]x[A-]/[HA-] puis pKa = -logKa. Puis regarder par rapport à l'échelle de pKa.

    2. Proposer un protocole qui permettra de valider ou non l'hypothèse proposée.
    > Un acide faible réagit avec H2O selon la réaction équilibrée d'équation : AH + H2O = H- + H3O+
    Si les cristaux blancs sont entièrement dissous, c'est un acide faible.

    3. Pourquoi la concentration ne doit elle pas excéder 10^(-1) mol/L ? Décrire précisement le protocole de préparation 500 mL de solution d'acide chloroéthanoique de concentration correcte et préciser la concentration choisi.
    Faire la liste de matériel nécessaire

    > Pour la concentration, je pense qu'elle ne doit pas excéder 10^(-1) mol/L sinon la réaction ne sera pas équilibrée mais comment le prouver ? .. Et après je suis perdue

    Merci d'avance à ceux qui m'aideront.

    -----

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  3. #2
    matthieu2

    Re : Acide fort ou faible

    Bonjour,

    J'ai pas fait de chimie depuis le DUT alors je ne me peremettrais pas de te donner des conseils, d'autres le ferons surement.

    Si ca peut t'aider:
    http://archimede.wifeo.com/documents...-ou-faible.pdf
    http://forums.futura-sciences.com/ch...rt-faible.html

  4. #3
    HarleyApril
    Modérateur

    Re : Acide fort ou faible

    bonsoir

    tu ne commences pas bien l'exo ...
    un acide fort est totalement dissocié dans l'eau
    un acide faible est partiellement dissocié dans l'eau (ce qui ne l'empêche pas de se dissoudre)

    bonne continuation

  5. #4
    Dilemmae

    Re : Acide fort ou faible

    Dissocié veut dire qu'il est totalement transformé en composés ?

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    Dilemmae

    Re : Acide fort ou faible

    Désolée pour le double post, mais après pour savoir s'il est fort ou faible, faut comparer [H3O+] à la concentration. Mais comment je fais pour avoir la concentration avec la masse molaire ?

  8. #6
    RuBisCO

    Re : Acide fort ou faible

    Exact, mais qui te dit que l'acide n'est pas soluble ? Il peut exister en solution et non dissocié.
    Ensuite, une mesure de pH est envisageable, voire un dosage serait parfait.
    Dernière modification par RuBisCO ; 02/11/2012 à 13h16.
    "La vraie science est une ignorance qui se sait." (Montaigne)

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  10. #7
    ArtAttack

    Re : Acide fort ou faible

    Citation Envoyé par Dilemmae Voir le message
    Désolée pour le double post, mais après pour savoir s'il est fort ou faible, faut comparer [H3O+] à la concentration. Mais comment je fais pour avoir la concentration avec la masse molaire ?
    Hmm problème de dilution là, pas de rapport direct avec les notions d'acidité ... quoique.

  11. #8
    HarleyApril
    Modérateur

    Re : Acide fort ou faible

    as-tu lu le second lien proposé par matthieu2 au post numéro 2 ?

    la masse molaire du composé te permettra de préparer une solution de concentration connue par pesée et dissolution

    cordialement

  12. #9
    Dilemmae

    Re : Acide fort ou faible

    Merci HarleyApril, j'ai relu et compris. Simplement je ne suis pas sure de comprendre pourquoi la valeur de la C ne doit pas excéder 10^(-1) mol.L?

  13. #10
    moco

    Re : Acide fort ou faible

    Je vais reprendre tes questions et réponses dans l'ordre. Ton texte sera en italique, pas le mien.

    1. Quelle est la différence entre un acide fort et un acide faible ? Comment la vérifier expérimentalement ?
    Ma réponse : plus la constante d'acidité Ka est petite, plus l'acide sera faible. Il faut donc calculer Ka = [H3O+]x[A-]/[HA-] puis pKa = -logKa. Puis regarder par rapport à l'échelle de pKa.


    Ta réponse est théorique. Elle n'est donc pas valable. Or on ne te demande pas de calculer une constante ou quoi que ce soit. On te demande de le vérifier par l'expérience. La seule réponse qu'il me vient à l'esprit est d'employer un pHmètre, et de mesurer le pH d'une solution que tu aurais faite au labo. Si par exemple tu dissous 0.01 mole de ton acide dans 1 litre d'eau, et que tu mesures le pH de cette solution, tu devrais trouver 2 si c'est un acide fort, et un chiffre bien plus grand que 2 si c'est un acide faible.


    2. Proposer un protocole qui permettra de valider ou non l'hypothèse proposée.
    > Un acide faible réagit avec H2O selon la réaction équilibrée d'équation : AH + H2O = H- + H3O+
    Si les cristaux blancs sont entièrement dissous, c'est un acide faible.


    Là encore, ce n'est pas un protocolle expérimental. Je viens de t'en proposer un.

    3. Pourquoi la concentration ne doit elle pas excéder 10^(-1) mol/L ? Décrire précisement le protocole de préparation 500 mL de solution d'acide chloroéthanoique de concentration correcte et préciser la concentration choisi.
    Faire la liste de matériel nécessaire
    > Pour la concentration, je pense qu'elle ne doit pas excéder 10^(-1) mol/L sinon la réaction ne sera pas équilibrée mais comment le prouver ? .
    .

    Non. Il ne faut pas dépasser une concentration de 0.1 mole par litre, car à plus haute concentration, le pH n'est plus rigoureusement le logarithme de la concentration. Ou plutôt, c'est le log de la concentration calculée par rapport à l'eau libre en solution, Et dans un litre de solution concentrée, il n'y a pas un litre d'eau libre. le soluté prend beaucoup de place.

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