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TP Acidité d'un vinaigre



  1. #1
    smack44

    Angry TP Acidité d'un vinaigre


    ------

    Bonsoir

    j'ai besoin d'aide sur ce TP qui s'intitule acidité d'un vinaigre nous étudions les réactions acido basiques

    Ecrire l'équation de la réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau.

    CH3-COOH aq + H2O(l) = CH3-COO- aq + H3O+aq.

    Sachant que le degré d'acidité d'un vinaigre représente la masse d'acide en gramme dans 100ml de vinaigre, calculer la concentration molaire de l'acide éthanoique qui sera notée C dans le vinaigre ménager.

    M(C2H4O2) = 2 M(C)+4 M(H)+ 2(O)
    = 2x12 + 4x1 + 2x16
    = 24 +4 + 32
    = 60 g.mol -1

    vinaigre degré 14°

    Formule C=n/V =14/0,1L = 140 g.L-1
    C=140/60 = 2,3 mol.L-1

    3. Préparer par dilution
    Groupe Solution Concentration
    1 S1 C/2
    2 S2 C/5
    3 S3 C/10
    4 S4 C/20
    5 S5 C/25
    6 S6 C/50
    7 S7 C/100
    8 S8 C/1200

    Exemple solution S1 2,3/2 = 1,15 mol l1-
    Vm = 1,15 X0,05 / 2,3 = 0,025L soit 25 ml

    4. Pour chaque groupe en déduire la concentration molaire de l'acide éthanoique (ci) dans la solution Si.

    concentration molaire
    S1 1,165
    S2 0,466
    S3 0,233
    S4 0,1165
    S5 0,0932
    S6 0,0466
    S7 0,0233
    s8 0,01166

    5 Calculer le pH que l'on obtiendrait à cette concentration pour chacune des dilution

    S1 pH = -log (c C2H4O2) = -log (1,15) = 0,0663259
    S2 pH = 0,33161408
    S3 0,63264408
    S4 0,93367407
    S5 1,03058409
    S6 1,33161408
    S7 1,63264408
    S8 1,93330145

    Mesurer le pH avec pHmètre

    S1 2,3
    S2 2,5
    S3 2,66
    S4 2,77
    S5 2,88
    S6 2,9
    S7 2,78
    S8 2,97

    7 . Cela correspond-t-il au pH calculé, faut-il alors modifier l'hypothèse faite

    Non il y a un écart entre la valeur théorique et la valeur mesurée ce qui signifie que l'acide n'est pas totalement dissocié, faut-il modifier l'hypothèse je bloque je dirai oui mais par quoi?

    8. Calculer la concentration en ions H3O+ présent dans chaque solution

    [H3O+]= 10-pH = 10-2 = 0,01

    9 . A l'aide d'un bilan de matière calculer alors la concentration en ions éthanoate CH3CO2- dans le vinaigre puis calculer le coeff de dissociation de l'acide éthanoique

    [CH3CO2-] 10-14/10-2 = 10-12 =
    je pense que ma réponse est incomplète

    10. Ecrire l'expression littérale de la constante d'acidité appliquée à l'acide éthanoique puis exprimer là en fonction de C et le coefficient de dissociation

    Ka = [H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]= 10-2 x 10-12/ 2,3 = 4,3 x 10-5

    coeff dissociation = [A-]/[C] Co=[A-]+[AH]=10-12 +2,3 = 2,3

    10-12/2,3 = 4,3 x 10-13

    11. Calculer La valeur de la constante d'acidité puis la valeur de son pKA

    pKA = -log (ka) = -log (4,3x 10-13) = 12,36

    12. En utilisant l'expression obtenue à la question 10 indiquer comment évolue le coefficient de dissociation lorsque la concentration de l'acide diminue.

    Il augmente

    13. Valider ou infirmer les informations de wikipédia "plus un acide faible est dilué et plus il est dissocié (...)son comportement se rapproche alors de celui d'un acide fort.

    Nous validons l'information de wikipédia.

    En vous remerciant par avance pour la correction et restant à votre disposition.

    Bonne soirée

    -----

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  4. #2
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    3. S1 2,3/2 = 1,15 mol l1-
    S1 1,165
    Pourquoi le 1,15 se transforme en 1,165 ? Pourquoi 2,3/5 n'est-il pas égal à 0,46 ?

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    5 Calculer le pH que l'on obtiendrait à cette concentration pour chacune des dilution
    Je suppose qu'il faut comprendre sous l'hypothèse acide fort ?

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    7- la valeur mesurée ce qui signifie que l'acide n'est pas totalement dissocié, faut-il modifier l'hypothèse je bloque je dirai oui mais par quoi ?
    Vous venez de répondre, il suffit de mettre le vocabulaire adéquat : acide pas totalement dissocié => ?

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    8. Calculer la concentration en ions H3O+ présent dans chaque solution ; [H3O+]= 10-pH = 10-2 = 0,01
    Il n'y a pas une valeur mais plusieurs et aucune ne donne pH=2

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    9- A l'aide d'un bilan de matière calculer alors la concentration en ions éthanoate CH3CO2- dans le vinaigre puis calculer le coeff de dissociation de l'acide éthanoique
    Il faut écrire le bilan de matière de CH3COO,

  5. #3
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par gts2 Voir le message
    Il faut écrire le bilan de matière de CH3COO,
    Un tableau d'avancement est la méthode la plus rapide/simple.

  6. #4
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    3. Pourquoi le 1,15 se transforme en 1,165 ?
    C=140/60 = 2,333333 mol.L-1
    solution S1 2,3333/2 = 1,166 mol l1-
    solution S2 = 2,3333/5 = 0, 4666

    La différence vient des arrondis, le prof nous a donné les valeurs.

    Pourquoi 2,3/5 n'est-il pas égal à 0,46 ?

    5. Je suppose qu'il faut comprendre sous l'hypothèse acide fort ?
    S1 pH = -log (c C2H4O2) = -log (1,15) = -0,0663259

    7. Vous venez de répondre, il suffit de mettre le vocabulaire adéquat : acide pas totalement dissocié => ?

    Je dirai qu'un acide faible est un acide qui ne se dissocie pas entièrement lors de sa dissolution, pas top mon explication!!!

    Ici [A-] n'est pas égal à C car la dissociation n'est pas totale. Il reste des [AH]. L'acide éthanoïque (CH3 - COOH) est un acide faible. Je n'ai pas l'impression de répondre correctement à la question.

    8. Il n'y a pas une valeur mais plusieurs et aucune ne donne pH=2

    Solution 1 [H3O+] = 10-pH = 10-2,3 = 5,0x10-3
    Effectivement je ne sais pas ce que j'ai fait

    9 Il faut écrire le bilan de matière de CH3COO

    Equation chimique CH3-COOH + H2O = CH3-COO- + H3O

    Etat initial 2,3-x + exces = 0 + 0
    en mol

    Etat en cours 2,3-x + exces = x + x

    Etat final 2,3-xmax + exces = xmax + xmax

    Je n'arrive jamais à faire un tableau d'avancement...

    Un acide est d'autant plus fort que sa constante d'acidité KA est plus grande ou que son pKA est plus petit.
    Il est plus dissocié, son pH est plus faible.

    Que pensez-vous des autres réponses? en vous remerciant

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #5
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    9-

    Equation chimique CH3-COOH + H2O = CH3-COO- + H3O

    Etat initial 2,3-x + exces = 0 + 0
    en mol

    Etat en cours 2,3-x + exces = x + x

    Etat final 2,3-xmax + exces = xmax + xmax

    Je n'arrive jamais à faire un tableau d'avancement...
    Etat initial il n'y a pas de x par définition
    La quantité dépend de la solution, il faut donc raisonner littéralement n(CH3COOH)=c v

    Vos deux lignes suivantes sont les mêmes, n'en gardez qu'une et sont correctes, donc vous bien fait un tableau d'avancement et fait un bilan de matière.

    Il suffit maintenant d'appliquer cette dernière ligne à vos différentes solutions, pour lesquelles vos connaissez c v et x par l'intermédiaire de H+ et donc du pH.

    3- OK
    7 me parait OK que vous reprochez-vous ?

    Les réponses 10 et 11 sont à reprendre à parti de la 9.

  9. #6
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Bonsoir

    9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O

    Etat Initial n(CH3COOH)0,23mol + excès = 0 +0

    Etat Final n(CH3COOH) 0,23 xmax + excès = xmax +xmax

    S1 [H3O+]=10-2,333 = 5,0x10-3
    [HO-]= 10-14/[H3O+] = 2,0x10-12

    Donc concentration d'ions éthanoate 2,0x10-12

    Calculer le coefficient de dissociation [A-]/C = 2,0x10-12/2,3 =8,69 x10-12

    10. Ecrire l'expression littérale de la constante d'acidité appliquée à l'acide éthanoique puis exprimer là en fonction de C et le coefficient de dissociation

    Ka = [H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]

    coeff dissociation = [A-]/C = 2,0x10-12/2,3 =8,69 x10-12



    11. Calculer La valeur de la constante d'acidité puis la valeur de son pKA

    pKA = -log (ka) = -log () =

    12. En utilisant l'expression obtenue à la question 10 indiquer comment évolue le coefficient de dissociation lorsque la concentration de l'acide diminue.



    Je suis complètement perdue dans mes formules!!!!

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  11. #7
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    9- Vous n'avez pas UNE étude avec 1L de la solution initiale à 2,3 mol/L mais N études correspondant aux solutions S1 S2 ...
    Donc en notant V le volume de la solution et c la concentration de la dite solution, vous avez au départ c V de CH3COOH
    Remarque : le volume ne changeant pas au cours de la réaction, vous pouvez oublier V, autrement dit faire le tableau en concentration, ce qui sera plus simple.

    Dans votre tableau, vous avez écrit, ce qui est exact, la même valeur pour H+ et CH3COO-, donc (CH3COO-)=(H+) et pas (HO-)

    10- On en déduit qu'au numérateur, vous pouvez donc écrire directement (H+)2 et que le coeff. de dissociation vaut (H+)/c

  12. #8
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Dans votre tableau, vous avez écrit, ce qui est exact, la même valeur pour H+ et CH3COO-, donc (CH3COO-)=(H+) et pas (HO-)


    S1 [H3O+]=10-2,333 = 5,0x10-3
    Donc concentration d'ions éthanoate est de 5,0x10-3

    En vous remerciant

    10- On en déduit qu'au numérateur, vous pouvez donc écrire directement (H+)2 et que le coeff. de dissociation vaut (H+)/c

    C= (H3O+)2 et que le coeff de dissociation [H3O+]/C

  13. #9
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Bonjour

    Je recommence

    9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O

    Etat Initial n(CH3COOH)0,23mol + excès = 0 +0

    Etat Final n(CH3COOH) 0,23 xmax + excès = xmax +xmax

    S1 [H3O+]=10-2,3 = 5,0x10-3


    Donc concentration d'ions éthanoate 5,0x10-3 pour S1

    Calculer le coefficient de dissociation de S1 [AH]/C = 5,0x10-3/2,3 = 2,17x10-3

    10. Ecrire l'expression littérale de la constante d'acidité appliquée à l'acide éthanoique puis exprimer là en fonction de C et le coefficient de dissociation

    Ka = [H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2

    coeff dissociation = [AH]/C = 5,0x10-3/2,3 =



    11. Calculer La valeur de la constante d'acidité puis la valeur de son pKA

    pKA = -log (ka) = -log () =

    12. En utilisant l'expression obtenue à la question 10 indiquer comment évolue le coefficient de dissociation lorsque la concentration de l'acide diminue.

    Je n'arrive plus à comprendre ce TP je suis totalement perdue à la question 9

  14. #10
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O
    Etat Initial n(CH3COOH)0,23mol + excès = 0 +0
    Etat Final n(CH3COOH) 0,23 - xmax + excès = xmax +xmax
    Combien de fois va-t-il falloir répéter qu'il n'y a pas 0,23 mol dans l'état initial ? Il y en a avec concentration de la solution i et V le volume.
    Le calcul qui suit ce tableau est par contre correct mais il faut le répéter pour toutes les solutions.
    10- OK mais il faut le répéter pour toutes les solutions
    11- il suffit de prendre la valeur moyenne de (10) ou de vérifier que les différentes valeurs sont identiques.

  15. #11
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O

    Etat Initial Ci.V + excès = 0 +0

    Etat Final xmax + excès = xmax +xmax

    S1 [H3O+]=10-2,3 = 5,0x10-3
    S2 [H3O+]= 10-2,5 = 3,16x10-3
    Et je répète la même chose pour les 8 solutions

    Donc concentration d'ions éthanoate 5,0x10-3 pour S1

    Calculer le coefficient de dissociation de l'acide éthanoïque pour S1 [AH]/C = 5,0x10-3/2,3 = 2,17x10-3
    Et je répète la même chose pour les 8 solutions

    10. Ecrire l'expression littérale de la constante d'acidité appliquée à l'acide éthanoique puis exprimer là en fonction de C et le coefficient de dissociation

    Ka = [H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2

    coeff dissociation = [AH]/C = 5,0x10-3/2,3 =

    je répète pour toutes les solutions



    11. Calculer La valeur de la constante d'acidité puis la valeur de son pKA

    Pour la solution 1

    kA S1=[H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2 =[5,0x10-3][5,0x10-3]/[5,0x10-3]2
    kA = 1

    kA S2 =[H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2 =[3,16x10-3][5,0x10-3]/[5,0x10-3]2
    kA = 0,632

    Et je répète pour toutes les solutions

    pKA S1 = -log (ka) = -log (1) = 0
    pkA S2 = -log (O,632) = 0,119

    Et je répète pour toutes les solutions

  16. #12
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O
    Etat Initial Ci.V + excès = 0 +0
    Etat Final Ci.V - xmax + excès = xmax +xmax
    Oubli ?
    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    Calculer le coefficient de dissociation de l'acide éthanoïque pour S1 [AH]/C = 5,0x10-3/2,3 = 2,17x10-3
    Pour la solution S1 c=1,165 (question 4)
    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    11. Pour la solution 1
    kA S1=[H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2 =[5,0x10-3][5,0x10-3]/[5,0x10-3]2
    kA S2 =[H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2 =[3,16x10-3][5,0x10-3]/[5,0x10-3]2
    Pour TOUTES les solutions (CH3COO-)=(H+) d'après la question 9.
    Par contre que vaut CH3COOH (toujours d'après la question 9) ?

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  18. #13
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Dans le TP on me donne comme relation du coefficient de dissociation [A-]/Co avec Co la concentration initiale de l'acide telle que Co = [A-]f+[AH]f

    Donc S1 [AH]/Co 5,0x10-3 /1,165 = 4,29x10-3

    Et je répète la même chose pour les 8 solutions

    Par contre que vaut CH3COOH (toujours d'après la question 9)

    Ma concentration initiale x V soit 2,3 mol l1- x 0,1L = O,23 soit 2x10-1 mol
    CH3COOH = 2x10-1 mol

    kA S1=[H3O+]X[CH3CO2-]/[CH3COOH]2 =[5,0x10-3][5,0x10-3]/[2x10-1]2

    kA S1 = 6,25x10-4

    Donc (CH3COO-)=(H+) = concentration d'ions éthanoate 5,0x10-3
    et CH3COOH = 2x10-1 mol

  19. #14
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    Par contre que vaut CH3COOH (toujours d'après la question 9)
    Il suffit de lire le tableau d'avancement : c'est la concentration initiale - (H+) formé.

    Citation Envoyé par smack44 Voir le message
    Ma concentration initiale x V soit 2,3 mol l1- x 0,1L = O,23 soit 2x10-1 mol
    CH3COOH = 2x10-1 mol
    Cela c'est dans votre solution initiale (votre décilitre de vinaigre) pas dans S1 S2 S3
    Encore une fois la quantité de CH3COOH dans Si est avec ci concentration de la solution i et V le volume de votre solution (et comme ce volume se conserve, peu importe sa valeur)

    Prenons la solution S1
    initialement (CH3COOH)=1,165 (question 4) qui réagit pour donner (H+)=5,0x10-3 (question 8) et donc d'après votre tableau d'avancement (CH3COO-)=(H+)=5,0x10-3 ; (CH3COOH)=1,165-(H+) en gros 1,165
    Donc coeff dissociation 5,0x10-3/1,165=4,3 x 10-3 ; =2x10-5 pKa=4,66

  20. #15
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Ok laborieux ce TP!!!

    S2 Ka=8,57x10-6
    S3 Ka = 4,07x10-6
    S4 Ka= 2,45x10-6

    Si j'ai bien compris S2 =pKa = 5,06
    S3 =pKa = 5,39
    S4=pKa =5,61

    Petite interrogation le résultat du coefficient de dissociation ne devrait pas se présenter sous forme de % ou je laisse par ex S1 coeff disso 4,29x10-3

    10. Ecrire l'expression littérale de la constante d'acidité appliquée à l'acide éthanoïque puis exprimer là en fonction de C et le coefficient de dissociation

    coeff de dissociation=(coeff diss2/ 1−coeff diss)xCo

    12. Indiquer comment évolue le coeff de disso lorsque l'acide diminue.

    Le coefficient de dissociation augmente (étrange pour moi il devrait diminuer selon mon cours) le Ka diminue, le pKa augmente et cela signifie que mon acide diminue

    Contrairement au Ka et au pKa, la valeur du coefficient de dissociation dépend de la concentration initiale en acide présente dans la solution. Ainsi, plus un acide faible est dilué, plus il est dissocié. Son comportement se rapproche alors de celui d’un acide fort.

    13. Valider ou infirmer les informations de wikipédia "plus un acide faible est dilué et plus il est dissocié (...)son comportement se rapproche alors de celui d'un acide fort.

    Nous validons l'information de wikipédia.

    Sincèrement je vous remercie je n'aurai jamais compris ce TP seule.

    Bonne soirée
    Dernière modification par smack44 ; 20/11/2021 à 17h11.

  21. #16
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Mes calculs me conduisent à :
    "4,664"
    "4,665"
    "4,683"
    "4,600"
    "4,723"
    "4,456"
    "3,895"
    "3,964"

    Les deux dernières mesures m'ont l'air problématiques.

    Vous pouvez mettre le coeff. de dissociation en % si vous y tenez.

    Si on interprète (coeff diss2/ 1−coeff diss)xCo comme (coeff diss)^2/(1−coeff diss)xCo OK

    Le coefficient de dissociation augmente si on dilue : normal ! D'ailleurs vous le dites vous-même "plus un acide faible est dilué, plus il est dissocié."
    Ka est une CONSTANTE, par contre la question 11 concerne le coeff. de dissociation, que vous avez calculé donc utilisez ses valeurs.'

  22. #17
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Je viens de recommencer les calculs et voici les résultats trouvés

    S1 Ka = 2,15x10-5 pKa= 4,667
    S2 ka = 2,14x10-5 pKa =4,669
    S3 ka = 2,03x10-5 pKa = 4,692
    S4 ka = 2,45x10-5 pKa =4,610
    S5 ka= 1,84x10-5 pKa =4,735
    S6 ka= 3,35x10-5 pKa = 4,479
    S7 ka= 1,16x10-4 pKa= 3,935
    S8 ka= 9,81x10-5 pKa= 4,008

  23. #18
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Cela parait raisonnable

  24. Publicité
  25. #19
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    merci
    Et voici les coefficients de dissociation
    S1 =4,3x10-3
    S2=6,78x10-3
    S3=9,3x10-3
    S4=1,4x10-2
    S5=1,4x10-2
    S6=2,7x10-2
    S7=7,08x10-2
    S8=9,2x10-2

  26. #20
    gts2

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Non vérifié, mais parait raisonnable.

  27. #21
    smack44

    Re : TP Acidité d'un vinaigre

    Merci pour tout

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    Par Nelyana dans le forum Chimie
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    Dernier message: 14/12/2016, 16h03
  4. Acidité vinaigre..?
    Par Layalia dans le forum Chimie
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    Dernier message: 06/03/2008, 16h32
  5. L'acidité d'un vinaigre
    Par mélaniechimiste dans le forum Chimie
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    Dernier message: 17/10/2007, 21h41