TP Acidité d'un vinaigre

[smack44]

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
-----

[gts2]

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 ?

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 ?

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 => ?

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

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,

[gts2]

Il faut écrire le bilan de matière de CH3COO,

Un tableau d'avancement est la méthode la plus rapide/simple.

[smack44]

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

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

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.

[smack44]

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!!!!

[gts2]

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

[smack44]

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

[smack44]

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

[gts2]

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.

[smack44]

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

[gts2]

9. Equation chimique CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O
Etat Initial Ci.V + excès = 0 +0
Etat Final Ci.V - xmax + excès = xmax +xmax

Oubli ?

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)

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) ?

[smack44]

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

[gts2]

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.

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

[smack44]

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

[gts2]

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.'

[smack44]

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

[gts2]

Cela parait raisonnable

[smack44]

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

[gts2]

Non vérifié, mais parait raisonnable.

[smack44]

Merci pour tout