Constante d'acidité

r´action. e e 4. D´finir l’activit´ chimique d’un constituant selon l’´tat de la mati`re. e e e e 5. D´finir la constante d’´quilibre en fonction des activit´s sur un exemple. e e e 6. D´finir le quotien r´actionnel et son utilisation pour pr´dire le sens d’´volution spontan´e de la e e e e e r´action chimique. e 7. Expliquer comment calculer rapidement les constantes d’´quilibre lors de combinaison de r´action e e chimique. 1.2 Vrai-Faux de cours. 1. Dans un m´lange id´al

Bilan en mol CH3COOH + OH− = CH3COO− + H2O E.I. (Véq1 < V < Véq2) c2 E = 3.10–3 co (V – Véq1) = 1,5.10–3 ≈ 0 excès E.F. xmax = 1,5.10–3 mol 3.10–3 – xmax = 1,5.10–3 1,5.10–3 – xmax ≈ 0 xmax = 1,5.10–3 excès soit n (CH3COOH) = n (CH3COO–) = 1,5.10−3 mol d’où [CH3COOH] = [CH3COO–] et pH = pKA + log = pKA. pH à la première équivalence (V = Véq1 = 12 mL) : Tout l’acide fort H3O+ ayant été neutralisé, la solution ne contient plus

Conclusion Grˆace aux m´ethodes utilis´ees dans ce TP, nous sommes `a pr´esent capables de titrer un acide (fort ou faible), d’en d´eduire sa concentration molaire dans une solution, et s’il s’agit d’un acide faible, de d´eterminer sa constante d’acidit´e (pKa ). Lausanne, le 31 mars 2007. Rapha¨el Braunschweig Stefan Binder 10 

CONDUCTIMÉTRIE : Principe de fonctionnement d’un conductimètre : Un conductimètre est un ohmmètre alimenté en courant alternatif. On cherche à mesurer la résistance de la solution piégée dans la cellule de mesure. Celle-ci est constituée d’un corps en verre ou en plastique supportant deux plaques de platine platiné (c’est à dire recouvert de platine finement divisé) parallèles. Ces plaques de surface S et distantes de l délimitent le volume V de solution

monovalent 0,1 M présente un degré de dissociation α=0,15. Quelle est en mole/L la concentration totale ? Calculer l’abaissement cryoscopique ∆θ. (Kc = -1,80.10-3 m3.°C.mol-1 ) Calculer la constante de dissociation K. Calculer le pH. Exercice 7 : Une substance ABC se décompose en solution en A, B et C avec une constante de dissociation α = 0,3. Quelle est l’osmolarité d’une solution 0,1 M. Objectif Concours-109 rue Bataille 69008 LYON-04 78 76 73 35-Toute reproduction interditePage 2 sur 9 cours O

Conclusion Grˆce aux m´thodes utilis´es dans ce TP, nous sommes ` pr´sent capables de titrer un acide a e e a e (fort ou faible), d’en d´duire sa concentration molaire dans une solution, et s’il s’agit d’un acide e faible, de d´terminer sa constante d’acidit´ (pKa ). e e Lausanne, le 31 mars 2007. Rapha¨l Braunschweig e Stefan Binder 10 

B2 est la base forte. 2-b 2-c 2-d 3-a 3-b la demi-équivalence, on a pH = pKa = 9,2. pKa = 9,2 caractérise le couple NH4+/ NH3  ainsi B1 est NH3 L’équation bilan est NH3 + H3O+ → NH4+ + H2O Solution tampon, caractérisée par un pH pratiquement constant pour le cas d’un ajout modéré d’eau, d’acide ou de base. le pH est pratiquement celui de la solution de concentration C’A formée des 20 mL d’acide chlorhydrique utilisé après l’équivalence dans un volume de 50 mL . C’A=2. 10-3 mol.L-1; pH’= -log

CHIMIE DES SOLUTIONS 202-NYB-05 4.5 TITRAGE ACIDO-BASIQUE DATE DE L’ÉXPERIENCE : LE 04 NOVEMBRE 2011 TRAVAIL PRÉSENTÉ À : XXXXX DÉPARTEMENT DE CHIMIE COLLÈGE DE ROSEMONT LE 18 NOVEMBRE 2011 BUT Définir les points d’équivalence et de demi-neutralisation de deux titrages acido-basique par conductimétrie et les comparer à des données théoriques. MATÉRIEL ET MÉTHODE Le protocole expérimental provient du cahier de laboratoire. [1] TABLEAU DES RÉSULTATS Résultats théoriques :

Calcul de pH I- Monoacides forts 1. Equation de réaction entre l’acide fort et l’eau Réaction totale car acide fort. Exemple : HCl + H2O -&gt; H3O+ + Cl- 2. Solution obtenue à l’issue de cette réaction Tableau d’avancement. Exemple : il reste 0 mol HCl car c’est le réactif en défaut, il y a donc c mol d’H3O+ et c mol de Cl- 3. Bilan des couples acidobasiques présents dans la solution Diagramme des Pka, avec les 2 couples de l’eau. Détermination RP (ici : H3O+ + H2O = H3O+ + H2O)

Exercice 1 : Recopier et compléter les 6 couples acido-basiques suivants : a. HCl/ b. HNO3/  c. /HS- d. HS-/ e. /CH3NH2 f. C2H5OH/ Aide: a. On cherche ici la base de HCl. On utilise Acide = H+ + Base. Donc l’équation est HCl = H+ + .... On compte les atomes : H : 1 = 1 + x Cl : 1 = 0 + y Signe : 0 = +1 + z x=0 ; y=1 ; z=-1. Donc la base est constituée d’un Cl et a un signe négatif donc la base est Cl-. c. On cherche ici l’acide de