Quelques valeurs numériques pouvant aider à la résolution des calculs: I ) La transformation chimique étudiée : L'acide éthanoïque CH3CO2H , également appelé acide acétique, réagit de façon limitée avec l'eau selon l'équation chimique : CH3CO2H(aq) + H2O(l) = CH3CO2-(aq) + H3O+(aq) 1) Donner la définition d'un acide selon Brönsted. 2) Dans l'équation ci-dessus, identifier puis écrire les deux couples acide/base mis en jeu. 3) Exprimer la constante d'équilibre K associée à l'équation de cet équilibre chimique. II ) Etude pH-métrique : Une solution d'acide éthanoïque, de concentration molaire initiale c1 = 2,7.10-3 mol.L-1 et de volume V1 = 100 mL a un pH de 3,70 à 25°C. 1) Déterminer la quantité de matière initiale d'acide éthanoïque n1. 3) Déduire, de la mesure du pH, la concentration molaire finale en ions oxonium de la solution d'acide éthanoïque.Exprimer puis calculer l'avancement final expérimental de la réaction noté xf 4) Donner l'expression littérale du taux d'avancement final t1 de la réaction. Vérifier, en posant l'opération, que t1 est égal à 7,4.10-2 La transformation étudiée est-elle totale ? Justifier la réponse. 5) a) Exprimer puis calculer la concentration molaire finale en ions éthanoate CH3CO2-(aq) . b) Exprimer la concentration molaire finale effective de l'acide éthanoïque [CH3CO2H]f . Calculer sa valeur. 6) Vérifier, en posant l'opération, que la valeur de la constante d'équilibre K1 associée à l'équation de cet équilibre chimique est égale à 1,6.10-5 . III ) Etude conductimétrique : On mesure ensuite, à 25°C, la conductivité d'une solution d'acide éthanoïque de concentration c2 = 1,0.10-1 mol.L-1 . Le conductimètre indique s = 5,00.10-2 S.m-1 . On rappelle l'équation de la réaction entre l'acide éthanoïque et l'eau : 1) On néglige toute autre réaction chimique. Citer les espèces ioniques majoritaires présentes dans cette solution. Donner la relation liant leur concentration molaire.