Corrigé TP équilibre : correction du TP

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Équilibre chimique : corrigé du TP de sciences physiques terminale – PDF gratuit à télécharger et imprimer

Voici le corrigé du TP sur l’équilibre chimique : résultats types obtenus avec un pH-mètre bien étalonné, réponses détaillées, graphique de τ en fonction de la concentration et compte rendu modèle. Tes mesures peuvent s’écarter de 0,02 unité de pH.

Ensuite, ce corrigé de TP est à télécharger en PDF et à imprimer gratuitement : le bouton se trouve en bas de la page, sans inscription.

Sommaire

Résultats types : corrigé du TP sur l’équilibre chimique

Solution	c (mol·L⁻¹)	pH mesuré	[H₃O⁺] (mol·L⁻¹)	τ (%)	Q_r,éq
S₀	1,0 × 10⁻¹	2,90	1,3 × 10⁻³	1,3	1,6 × 10⁻⁵
S₁	1,0 × 10⁻²	3,41	3,9 × 10⁻⁴	3,9	1,6 × 10⁻⁵
S₂	1,0 × 10⁻³	3,93	1,2 × 10⁻⁴	12	1,6 × 10⁻⁵
S₃	1,0 × 10⁻⁴	4,48	3,3 × 10⁻⁵	33	1,6 × 10⁻⁵

Courbe obtenue : τ augmente quand la solution est diluée.

Q_r,éq est pratiquement le même pour toutes les concentrations.

Réponses aux questions

1. CH₃COOH(aq) + H₂O(ℓ) ⇌ CH₃COO⁻(aq) + H₃O⁺(aq) ; Q_r = [CH₃COO⁻][H₃O⁺] ÷ [CH₃COOH].
2. Chaque molécule d’acide qui réagit libère un ion éthanoate et un ion oxonium : leurs concentrations sont égales (les ions de l’eau sont négligeables). De plus, le réactif limitant est l’acide, l’eau étant en excès : x_max = n₀ = c × V.
3. Voir le tableau. Exemple pour S₁ : [H₃O⁺] = 10^−3,41 = 3,9 × 10⁻⁴ ; τ = 3,9 × 10⁻⁴ ÷ 1,0 × 10⁻² = 3,9 % ; Q_r,éq = (3,9 × 10⁻⁴)² ÷ (1,0 × 10⁻² − 3,9 × 10⁻⁴) = 1,6 × 10⁻⁵.
4. τ augmente quand la solution est diluée, de 1,3 % à 33 %, mais reste inférieur à 100 % : la transformation est non totale.
5.

Puis, les quatre valeurs de Q_r,éq sont identiques à 1,6 × 10⁻⁵ près : Q_r,éq ne dépend pas de la concentration initiale, c’est la constante d’équilibre K.
6. Moyenne : 1,6 × 10⁻⁵ (valeurs non arrondies 1,60 ; 1,58 ; 1,57 ; 1,64 × 10⁻⁵), écart relatif maximal environ 2,5 % : c’est cohérent avec l’incertitude sur le pH (± 0,02 donne ± 5 % sur [H₃O⁺]).
7. Ensuite, pour ne pas contaminer une solution diluée par une solution plus concentrée restée sur l’électrode : une trace d’acide fausserait nettement le pH d’une solution très diluée.

Conclusion et compte rendu modèle

Objectif : étudier l’influence de la concentration sur le taux d’avancement et vérifier la constante d’équilibre de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau. Par ailleurs, nous avons préparé par dilutions successives quatre solutions de concentrations 1,0 × 10⁻¹ à 1,0 × 10⁻⁴ mol·L⁻¹ et mesuré leur pH avec un pH-mètre étalonné. Puis on en déduit [H₃O⁺] = 10^−pH, puis τ = [H₃O⁺] ÷ c et Q_r,éq. Ensuite, le taux d’avancement passe de 1,3 % à 33 % quand la concentration diminue : la transformation reste non totale, mais elle avance d’autant plus que la solution est diluée.

Ainsi, en revanche, Q_r,éq est constant, égal à 1,6 × 10⁻⁵ à 3 % près. Puis cette valeur est la constante d’équilibre K de la réaction à la température de la salle (25 °C). De plus, elle ne dépend pas de l’état initial, contrairement à τ. Ensuite, les écarts observés s’expliquent par l’incertitude de lecture du pH et par la précision des dilutions. Conclusion : l’état d’équilibre est caractérisé par K, non par τ.

Erreurs fréquentes en TP

Oublier d’étalonner le pH-mètre ou de rincer l’électrode entre deux solutions.
Mesurer le pH avant que la valeur soit stable.
Calculer [H₃O⁺] avec log au lieu de 10^−pH, ou oublier de soustraire [H₃O⁺] à c dans le dénominateur.
Diluer sans compléter exactement au trait de jauge, ce qui fausse c.
Donner trop de chiffres significatifs pour un résultat issu d’un pH à deux décimales.

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