Une solution d’acide éthanoïque à 1 mol·L−1 et une solution d’acide chlorhydrique de même concentration n’ont pas du tout le même pH. Dans ce TP sur les acides et le pKa, tu vas mesurer le pH d’une série de solutions d’acide éthanoïque de plus en plus diluées pour comprendre ce qu’est un acide faible et déterminer sa constante d’acidité.
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Objectif du TP sur les acides et le pKa
Mesurer le pH de solutions d’acide éthanoïque de concentrations connues, en déduire le taux d’avancement final de la réaction avec l’eau, la constante d’acidité Ka et le pKa du couple CH3COOH/CH3COO−.
Matériel
- Solution S0 d’acide éthanoïque à 1,0 × 10−1 mol·L−1
- Eau distillée et pissette
- Trois fioles jaugées de 100,0 mL avec bouchons
- Pipette jaugée de 10,0 mL et propipette
- Quatre béchers de 100 mL (un par solution)
- pH-mètre avec sonde et solutions tampons d’étalonnage (pH 4 et pH 7)
- Agitateur magnétique et barreau aimanté
- Papier absorbant pour essuyer la sonde
Sécurité
Porte une blouse, des lunettes et des gants. La solution d’acide éthanoïque est peu concentrée mais irritante pour les yeux. Rince la sonde à l’eau distillée entre deux mesures sans la frotter, et ne la laisse jamais sécher : remets-la dans son flacon de conservation. Les solutions peuvent être jetées à l’évier avec beaucoup d’eau.
Protocole
- Étalonne le pH-mètre avec les solutions tampons de pH 4 et de pH 7, en rinçant la sonde entre chaque solution.
- Verse environ 50 mL de S0 dans un bécher et mesure son pH : c’est la solution à 1,0 × 10−1 mol·L−1. Attends que la valeur se stabilise.
- Avec la pipette jaugée, prélève 10,0 mL de S0 et verse-les dans une fiole jaugée de 100,0 mL ; complète à l’eau distillée jusqu’au trait de jauge, bouche et homogénéise : tu obtiens S1.
- Verse S1 dans un bécher propre et mesure son pH.
- Prépare de la même façon S2 à partir de S1, puis S3 à partir de S2 (dilution par 10 à chaque fois), et mesure leur pH.
- Pour chaque solution, rince la sonde à l’eau distillée et essuie-la délicatement avant la mesure suivante.
- Note les valeurs dans le tableau, en commençant par la solution la plus diluée si tu veux limiter la contamination.
- Refais la mesure de S1 une seconde fois pour vérifier la reproductibilité.
Mesures à relever
| Solution | c (mol·L−1) | −log (c ÷ c°) | pH mesuré | [H3O+] (mol·L−1) | τ (%) |
|---|---|---|---|---|---|
| S0 | 1,0 × 10−1 | … | … | … | … |
| S1 | … | … | … | … | … |
| S2 | … | … | … | … | … |
| S3 | … | … | … | … | … |
Questions
- Écris l’équation de la réaction de l’acide éthanoïque avec l’eau et l’expression de Ka.
- Complète le tableau : calcule −log c, [H3O+] = 10−pH et le taux d’avancement final τ = [H3O+] ÷ c de chaque solution.
- Le pH d’une solution d’acide fort de même concentration serait-il plus grand ou plus petit ? Calcule-le pour S0 et compare à la mesure.
- Comment évolue τ quand on dilue ? Que peux-tu en conclure sur l’état d’équilibre de l’acide éthanoïque ?
- Trace le graphique pH = f(−log c), puis détermine sa pente. Compare-la à la valeur ½ prévue par l’approximation pH ≈ ½ (pKa − log c).
- Calcule Ka à partir de la mesure sur S1 en utilisant [CH3COO−] = [H3O+] et [CH3COOH] = c − [H3O+], puis déduis le pKa.
- Pourquoi rince-t-on la sonde et mesure-t-on d’abord la solution la plus diluée si on veut limiter la contamination ? Cite deux autres causes d’incertitude.
Pour aller plus loin
- Compare ta valeur du pKa avec la valeur tabulée (4,8) en calculant l’écart relatif.
- Refais l’étude avec une solution d’acide chlorhydrique dilué : le pH est-il lié à −log c de la même façon ?
