Quand on dilue du vinaigre, son pH augmente-t-il autant que celui d’un acide fort ? Dans ce TP sur les acides, les bases et le pH, tu vas étalonner un pH-mètre, mesurer le pH de solutions d’acide chlorhydrique et d’acide éthanoïque de concentrations décroissantes, puis comparer leur comportement.
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Objectif du TP sur les acides, les bases et le pH
Mesurer le pH de solutions de concentration c comprise entre 1,0 × 10−2 et 1,0 × 10−5 mol/L pour deux acides, tracer pH = f(−log c) et distinguer l’acide fort de l’acide faible.
Matériel
- Un pH-mètre avec électrode, un agitateur magnétique et son barreau
- Solutions tampons de pH 4,00 et 7,00
- Solution d’acide chlorhydrique à 1,0 × 10−2 mol/L
- Solution d’acide éthanoïque à 1,0 × 10−2 mol/L
- Quatre fioles jaugées de 100,0 mL, une pipette jaugée de 10,0 mL et une propipette
- Béchers de 50 mL, eau distillée, papier absorbant
- Lunettes de protection, gants et blouse
Sécurité
Porte blouse, lunettes et gants. Les solutions sont diluées mais restent irritantes pour les yeux. Pipette toujours avec une propipette, jamais à la bouche. Rince l’électrode à l’eau distillée entre deux mesures, sans la frotter, et ne la laisse jamais sécher. Essuie immédiatement toute projection.
Protocole
- Allume le pH-mètre, rince l’électrode à l’eau distillée et étalonne-le avec les tampons 4,00 puis 7,00.
- Verse environ 40 mL de la solution d’acide chlorhydrique c0 = 1,0 × 10−2 mol/L dans un bécher, plonge l’électrode, mets l’agitation douce et attends la stabilisation avant de lire le pH.
- Prépare la solution c1 par dilution de facteur 10 (10,0 mL dans une fiole de 100,0 mL, eau distillée jusqu’au trait, homogénéiser) et mesure son pH.
- Répète pour obtenir c2 = 1,0 × 10−4 et c3 = 1,0 × 10−5 mol/L, à partir de la solution précédente, en rinçant l’électrode entre chaque mesure.
- Recommence toute la série avec la solution d’acide éthanoïque (même concentrations).
- Rince l’électrode, replace-la dans sa solution de conservation, range le matériel.
- Calcule −log c pour chaque solution, puis [H3O+] = 10−pH et, pour l’acide éthanoïque, τ = [H3O+] ÷ c.
- Trace sur le même graphique pH = f(−log c) pour les deux acides.
Mesures à relever
| c (mol/L) | − log c | pH acide chlorhydrique | pH acide éthanoïque | [H3O+] éthanoïque (mol/L) | τ éthanoïque (%) |
|---|---|---|---|---|---|
| 1,0 × 10−2 | … | … | … | … | … |
| 1,0 × 10−3 | … | … | … | … | … |
| 1,0 × 10−4 | … | … | … | … | … |
| 1,0 × 10−5 | … | … | … | … | … |
Questions
- Pourquoi étalonne-t-on le pH-mètre avant les mesures, et avec quels tampons ?
- Écris les équations des réactions de l’acide chlorhydrique puis de l’acide éthanoïque avec l’eau.
- Pour l’acide chlorhydrique, compare le pH mesuré à −log c. Que conclus-tu sur [H3O+] et c ?
- Complète le tableau pour l’acide éthanoïque : calcule [H3O+] et τ pour chaque concentration.
- Trace pH = f(−log c) pour les deux acides. Détermine le coefficient directeur de chaque courbe.
- Que deviennent le pH et le taux d’avancement de l’acide éthanoïque quand on dilue ? Interprète.
- Pourquoi la mesure à 1,0 × 10−5 mol/L est-elle moins fiable ? Pourquoi rince-t-on l’électrode entre deux mesures ?
Pour aller plus loin
- Mesure le pH de l’eau du robinet et de l’eau distillée laissée à l’air : comment expliques-tu l’écart avec 7 ?
- Mesure le pH d’un vinaigre commercial puis de ce vinaigre dilué 10 fois : retrouve-t-on le comportement d’un acide faible ?
