Peyronny Matthieu Mennesson Jonathan TS 2

Sommaire I / Solutions aqueuses acides  A Solutions aqueuses d’acide éthanoïque  B Solutions aqueuses d’acide chlorhydrique II/ Notion d’équilibre chimique – Sens d’évolution d’un système chimique III/ Réaction entre un acide et une base

I / Solutions aqueuses acides

Etalonnage du pH mètre Avant toute mesure de pH d’une solution, il est nécessaire d’étalonner le pH mètre. Sans cette étape primordiale, tous les résultats obtenus seront erronés. Pour ce faire, il faut commencer par régler le pH mètre à température ambiante. Nous avons réaliser notre TP dans une salle où la température fut de 24,6 °c. De plus nous devons calibrer le pH mètre au pH 4 et au pH 7. Pour cela nous disposons de deux solutions de pH respectif 4 et 7 dans lesquels nous mettons notre sonde pour effectuer le calibrage

I/ A)1ère Manipulation Sonde du pH mètre pH mètre Agitateur magnétique un bécher de 200 mL Eau distillée

Premièrement, nous devons verser 100 mL d’eau distillée dans le bécher et le placer sur l’agitateur magnétique. Il faut ensuite mesurer le pH de l’eau distillée. pH = 7,64 Deuxièmement, nous devons ajouter quelque gouttes d’acide éthanoïque pur sous la hôte afin d’éviter toute inhalation. Après quelques minutes d’agitation, il faut mesurer le pH de la solution. pH = 6,00.

Interprétation 1 Au cours de cette manipulation, nous avons pu remarquer que les deux mesures de pH sont différentes. En effet, le pH de l’eau distillée est supérieur au pH de la solution. Nous pouvons en déduire que l’ajout d’acide éthanoïque pur dans de l’eau distillée provoque une chute du pH r réaction chimique. La concentration en ion [H3O+] a changé : elle passe de 2,29*10^-8 mol.L-1 à 1,00*10^-6 mol.L-1. On en déduit que l’ajout d’acide éthanoïque s’accompagne d’une augmentation de la concentration en ions oxonium Pour conclure, plus la concentration en ions oxonium est élevée, plus le pH diminue et inversement Equation de la réaction : H2O(l)+CH3COOH(aq) H3O+(aq)+CH3COO-(aq)

2ème Manipulation Sonde du pH mètre pH mètre Agitateur magnétique Eprouvette graduée Acide éthanoïque Bécher

Tableau d’avancement Avancement maximal xmax : n(H3O+)i = C1*V1 = (1,0*10^-2) * (50,0* 10^-3) = 5,0*10^-4 mol On a n(H3O+)i = xmax donc xmax= 5,0*10^-4 mol

Concentration finale en ion [H3O+] Tout d’abord nous devons mesurer le pH de la solution. pH=3,54. Ensuite nous appliquons la formule [H3O+]= 10^- Ph. A.N : [H3O+] = 10^-3,54 = 2,88*10^-4 mol.L-1

Avancement final xf de la réaction On a xf = [H3O+] * V1 A.N : xf = (2,88*10^-4)*(50,0*10^-3) = 1,44*10^-5 mol Pour conclure, on remarque que xf < xmax. On en déduit que la réaction n’est pas totale. Elle peut alors s’écrire avec une double flèche.

I/ B) Manipulation Sonde du pH mètre Eprouvette graduée Acide chlorhydrique Bécher Agitateur magnétique pH mètre

On calcul le pH de la solution S2 : n(H3O+)i = 5,0*10^-4 mol et H2O est en excès. Donc xf (H3O+) = n(H3O+)i. [H3O+] = xf / V1 = (50*10^-4) / (5,0*10^-2) = 1,0*10^-2 mol.L-1 De plus, pH = - log [H3O+] Ph = 2

Explication de la manip Suite à notre manipulation on a obtenu la valeur expérimentale du pH de la solution d’acide chlorhydrique. pH=1,88. Nous pouvons maintenant comparer cette valeur 0 la valeur théorique obtenu précédemment, Notre valeur expérimentale est différente de notre valeur théorique mais notre écart relatif est égal a 6%. On en déduit que notre résultat est admissible et que la solution a bien pour pH 2.

II/ Notion d’équilibre chimique – Sens d’évolution d’un système chimique

1ère Manipulation Le matériel est quasi identique aux manipulations précédentes, c’est à dire : une éprouvette graduée, un agitateur magnétique, un bécher, un pH mètre, sa sonde mais cette fois ci nous avons de la poudre d’éthanoate de sodium. Nous avons verser 50 mL d’acide éthanoïque dans un bécher puis effectuer la mesure de son pH. Il est toujours de 3,54. Le pH initial est alors mesuré; nous avons ajouter au bécher contenant de l’acide éthanoïque un peu d’éthanoate de sodium. Après agitation de cette solution, le pH est à nouveau mesurer : il est de 4,63 Ajout éthanoate de sodium dans acide éthanoïque

Ainsi nous remarquons une augmentation du pH, passant de 3,54 à 4,63 quand nous avons ajouter à la solution de l’éthanoate de sodium. [H3O+]i = 10^-Ph [H3O+]f = 10^-pH =10^-3,54 =10^-4,63 = 2,88*10^-4 mol.L-1 =2,34*10^-4 mol.L-1 Nous pouvons dire que la concentration des ions [H3O+] diminue quand le pH augmente, de plus: n(H3O+)i = [H3O+]*V1 n(H3O+)f = [H3O+]*V2 =(2,88*10^-4)*(5,0*10^-3) =(2,34*10^-4)*(5,0*10^-3) = 1,44*10^-6 mol = 1,17*10^-6 mol La quantité de matière en H3O+ diminue aussi si la concentration diminue L’équation de la réaction est : CH3CO2H + H2O H3O^+ + CH+ COO^- le pH a augmenté et la concentration en ion [H3O+] a diminué, l a réaction a donc évolué dans le sens indirect. Interprétation 1

2ème Manipulation Pour cette manipulation, nous disposons d’un bécher, d’une éprouvette graduée, d’un pH mètre, sa sonde, un agitateur magnétique, d’acide éthanoïque et d’acide éthanoïque pur. Comme pour l’expérience précédente, nous avons mis 50 mL d’acide éthanoïque dans un bécher puis mesurer son pH. Il est toujours de 3,54 3 gouttes d’acide éthanoïque pur sont ajouter au bécher, une nouvelle mesure de pH est faite après agitation de la solution: il est de 3,18

Interprétation 2 Nous avons remarqué que le pH est passé de 3,54 à 3,18 après l’ajout des 3 gouttes d’acide éthanoïque pur. [H3O+]i = 10^-Ph [H3O+]f = 10^-pH =10^-3,54 =10^-3,18 = 2,88*10^-4 mol.L-1 =6,60*10^-4 mol.L-1 Nous pouvons dire que la concentration des ions [H3O+] augmente quand le pH diminue, de plus: n(H3O+)i = [H3O+]*V1 n(H3O+)f = [H3O+]*V2 =(2,88*10^-4)*(5,0*10^-3) =(6,60*10^-4)*(5,0*10^-3) = 1,44*10^-6 mol = 3,33*10^-6 mol La quantité de matière en H3O+ augmente aussi si la concentration augmente L’équation de la réaction est : CH3CO2H + H2O H3O^+ + CH+ COO^- le pH a diminué et la concentration en ion [H3O+] a augmenté, la réaction a donc évolué dans le sens indirect.

Conclusion des manipulations Après ces deux expériences, on peut affirmer qu’avec l’ajout dune espèce chimique dans les réactifs le système chimique évolue dans le sens de la consommation de cette espèce.

III/ Réaction entre un acide et une base

Manipulations Thermomètre Acide chlorhydrique CalorimètreHydroxyde de sodium Agitateur

Binôme 1 (1.0mol.L-1) Premièrement, il faut placer 100mL d’une solution d’acide chlorhydrique. Pour se faire, on commence par mesurer 100mL grâce à l’éprouvette graduée puis on verse la solution dans le calorimètre. On mesure ensuite la température initiale Ө i. Ө i=23.6°C. Deuxièmement, on ajoute prudemment 100mL de solution d’hydroxyde de sodium de concentration 1.0mol*L^-1 dans le calorimètre. Il faut ensuite mélanger puis mesurer la nouveau la température de la solution obtenue qu’on nommera Ө f. Ө f=29.1°C. On peut remarquer qu’après avoir ajouté de l’hydroxyde de sodium a notre solution d’acide chlorhydrique, la température a augmentée. En effet, celle-ci passe de 23.6°C à 29.1°C. On en déduit que la réaction qui s’est produite est exothermique puisqu’il y a augmentation de la température donc gain de chaleur.

Binome 2 ( 1.0*10^-1 mol.L-1) Premièrement, il faut placer 100mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration en soluté apporté 1.0*10^-1 mol.L-1 dans le calorimètre. Il faut ensuite mesurer la température initiale de la solution Ө i. Ө i=23.4°C. Deuxièmes, on ajoute 100mL de solution d’hydroxyde de sodium de concentration en soluté apporté 1.0*10^-1 mol.L- 1 dans le calorimètre. Il faut maintenant mesurer la température finale de la solution Ө f. Ө f=24.0°C. On remarque qu’après l’ajout de solution d’hydroxyde de sodium a notre solution d’acide chlorhydrique, la température a augmentée, passant de 23.4°C à 24.0°C. On en déduit que la réaction est exothermique pour les mêmes raisons que la manipulation du binôme 1.

Conclusion des deux manipulations Dans les deux cas de figure, les réactions sont exothermiques. Cependant la concentration des solutions utilisées par le binôme 1 sont plus importantes que celles utilisées par le binôme 2. De plus la température augmente plus fortement dans la première manipulation. On en déduit que plus la concentration des solutions est élevée, plus la température augmente.