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Chapitre 1 Réactions chimiques par échange de protons Tp1 - Mesures du pH de solutions aqueuses Objectifs : Mesurer le pH de solutions aqueuses Savoir utiliser un pH-mètre Mettre en évidence la relation entre le pH et la concentration en ions oxonium Montrer qu’une transformation à laquelle est associée une réaction acido-basique peut ne pas être totale et qu’il existe une réaction en sens inverse. Faire émerger la notion d’équilibre chimique. Le pH-mètre : C’est un appareil qui est constitué d’une sonde (composée de deux électrodes) reliée à un voltmètre. La tension affichée sur l’appareil dépend de la valeur du pH, de la température et des électrodes. Mais après étalonnage de l’appareil, celui-ci affiche directement la valeur du pH de la solution. Protocole : Rincer la sonde à l’eau distillée et l’essuyer à l’aide du papier Joseph avant chaque mesure. Verser la solution à étudier dans un bécher. Plonger la sonde dans cette solution. Relever la valeur. Attention : la sonde est à manipuler avec précaution car son extrémité (en verre) est très fragile !!! 1. Vérification de la relation entre le pH et la concentration en ion H 3 O + 1.1. Etude préliminaire : A partir de la solution S 1 d’acide chlorhydrique de concentration C 1 = 1,0 x 10 -2 mol.L -1 , on souhaite préparer 100 mL des solutions S 2 et S 3 (voir tableau ci-dessous). Calculer le volume nécessaire pour préparer S 2 à partir de S 1 . Rédiger le protocole permettant de préparer S 2 à partir de S 1 . 1.2. Mesures Mesurer le pH des trois solutions d’acide chlorhydrique (H 3 O + +Cl - ) obtenues : Solutions acides en mol.L -1 pH mesuré S 1 1,0 x 10 -2 S 2 2,0 x 10 -3 S 3 1,0 x 10 -3 1.3. Comparaisons avec les relations Comment varie le pH lorsque la concentration en ions H 3 O + augmente ? Quelle est la variation du pH si cette solution est diluée 5 fois ? 10 fois ? Soit une solution de pH = 2,8. Calculer le pH de la solution diluée 5 fois puis 10 fois. Conclure. 2. Étude de solutions aqueuses d’acides 2.1. Mise en évidence de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau : 2.1.1. Expérience Mesurer le pH de 100 mL d’eau distillée avec le pH-mètre, noter pH 1 . Avec précaution, ajouter sous la hotte 5 gouttes d’acide éthanoïque pur. Agiter à l’aide d’un agitateur en verre, puis effectuer la mesure du pH, noter pH 2 . 2.1.2. Interprétation. a) Une réaction chimique a-t-elle eu lieu lors de l’ajout de l’acide éthanoïque pur à l’eau distillée ? Pourquoi ? b) Quel type d’espèces chimiques s’est formé lorsque vous avez versé de l’acide éthanoïque dans l’eau distillée ?

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Chapitre 1 – Réactions chimiques par échange de protons

Tp1 - Mesures du pH de solutions aqueuses

Objectifs : Mesurer le pH de solutions aqueuses Savoir utiliser un pH-mètre Mettre en évidence la relation entre le pH et la concentration en ions oxonium Montrer qu’une transformation à laquelle est associée une réaction acido-basique

peut ne pas être totale et qu’il existe une réaction en sens inverse. Faire émerger la notion d’équilibre chimique.

Le pH-mètre : C’est un appareil qui est constitué d’une sonde (composée de deux électrodes) reliée à un voltmètre. La tension affichée sur l’appareil dépend de la valeur du pH, de la température et des électrodes. Mais après étalonnage de l’appareil, celui-ci affiche directement la valeur du pH de la solution.

Protocole : Rincer la sonde à l’eau distillée et l’essuyer à l’aide du papier Joseph avant chaque mesure. Verser la solution à étudier dans un bécher. Plonger la sonde dans cette solution. Relever la valeur.

Attention : la sonde est à manipuler avec précaution car son extrémité (en verre) est très fragile !!!

1. Vérification de la relation entre le pH et la concentration en ion H3O+ 1.1. Etude préliminaire :

A partir de la solution S1 d’acide chlorhydrique de concentration C1 = 1,0 x 10-2 mol.L-1, on souhaite préparer 100 mL des solutions S2 et S3 (voir tableau ci-dessous). Calculer le volume nécessaire pour préparer S2 à partir de S1. Rédiger le protocole permettant de préparer S2 à partir de S1.

1.2. Mesures Mesurer le pH des trois solutions d’acide chlorhydrique (H3O

++Cl-) obtenues :

Solutions acides en mol.L-1 pH mesuré

S1 1,0 x 10-2

S2 2,0 x 10-3

S3 1,0 x 10-3

1.3. Comparaisons avec les relations

Comment varie le pH lorsque la concentration en ions H3O+ augmente ? Quelle est la variation du pH si cette solution est diluée 5 fois ? 10 fois ? Soit une solution de pH = 2,8. Calculer le pH de la solution diluée 5 fois puis 10 fois. Conclure.

2. Étude de solutions aqueuses d’acides 2.1. Mise en évidence de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau :

2.1.1. Expérience

Mesurer le pH de 100 mL d’eau distillée avec le pH-mètre, noter pH1.

Avec précaution, ajouter sous la hotte 5 gouttes d’acide éthanoïque pur. Agiter à l’aide d’un agitateur en

verre, puis effectuer la mesure du pH, noter pH2.

2.1.2. Interprétation. a) Une réaction chimique a-t-elle eu lieu lors de l’ajout de l’acide éthanoïque pur à l’eau distillée ?

Pourquoi ? b) Quel type d’espèces chimiques s’est formé lorsque vous avez versé de l’acide éthanoïque dans l’eau

distillée ?

Chapitre 1 – Réactions chimiques par échange de protons

Tp1 - Mesures du pH de solutions aqueuses

c) Calculer les concentrations en ions oxonium des solutions avant et après ajout de l’acide éthanoïque pur. Est-ce en accord avec la réponse à la question précédente ?

d) Ecrire l’équation de la réaction entre l’acide éthanoïque et l’eau sachant qu’il se forme également l’ion éthanoate de formule CH3COO-.

e) Du point de vue microscopique, que s’est-il passé au cours de la réaction ?

2.2. Comparaison de deux acides de même concentration : 2.2.1. Expérience

Mesurer le pH d’une solution d’acide éthanoïque de concentration 5 x 10-2 mol/L, noter pH1.

Mesurer le pH d’une solution d’acide chlorhydrique de concentration 5 x 10-2 mol/L, noter pH2.

2.2.2. Interprétation

a) Ecrire l’équation de la réaction du chlorure d’hydrogène HCl dans l’eau qui a permis d’obtenir la solution d’acide chlorhydrique. Rappeler celle de l’acide éthanoïque.

b) Proposer une explication justifiant la différence entre les deux pH. c) Calculer la concentration en ions H3O+ de chacune des deux solutions. Est-ce en accord avec la réponse

à la question précédente ? d) Conclure en indiquant la différence entre les réactions des deux acides avec l’eau ? Voir annexe pour une comparaison quantitative des deux réactions.

3. Etude de l’évolution d’un système chimique. Notion d’équilibre.

3.1. Expérience Dans deux béchers, verser 20 mL de solution d’acide éthanoïque de concentration C1 = 5,0x10-2 mol.L-1. Mesurer le pH initial : pHi. Dans le bécher 1, ajouter environ 1 g d’éthanoate de sodium de formule CH3COONa(s). Dans le bécher 2, verser, avec précaution sous la hotte, 1 mL d’acide éthanoïque pur. Agiter, puis mesurer les pH des solutions obtenues, respectivement pH1 et pH2. On suppose que les volumes des solutions n’ont pas varié lors des ajouts.

3.2. Interprétation

a) Comment évolue le pH dans le bécher 1 ? Comment varie alors la concentration en ions oxonium ? Identifier les réactifs et les produits de réaction et proposer une équation pour représenter la réaction.

b) Répondre aux mêmes questions pour l’expérience réalisée dans le bécher 2. c) Conclure.

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Tp1 - Mesures du pH de solutions aqueuses

Annexe : Etude quantitative de la réaction avec l’eau des deux acides étudiées :

1/ Solution d’acide éthanoïque de concentration C1 = 5,0.10-2 mol.L-1: Rappeler la valeur du pH obtenu précédemment pH = …… puis répondre aux questions suivantes : Questions : Compléter le tableau d’avancement de la réaction. On considèrera un volume de solution d’acide éthanoïque égal à 50 mL.

Equation de la réaction

Etat du système

Avancement ( )

Quantités de matière en mol

Etat initial

En cours de transformation

Etat final

x = xf

x = xmax

a. Calculer l’avancement maximal xmax attendu. En déduire [H3O+] et la valeur du pH attendu dans l’état final. Comparer à la valeur mesurée. Conclure. b. En reprenant la mesure expérimental du pH, retrouver la concentration réelle en ions H3O+ dans l’état final puis en déduire la valeur de l’avancement final xf dans l’état final. c. Comparer xf et xmax. Conclure.

2/ Solution d’acide chlorhydrique de concentration C2 = 5,0.10-2 mol.L-1: Rappeler la valeur du pH obtenu précédemment pH = …… puis répondre aux questions suivantes : Questions :

Compléter le tableau d’avancement de la réaction. On considèrera un volume de solution d’acide chlorhydrique égal à 50 mL.

Equation de la réaction

Etat du système

Avancement ( )

Quantités de matière en mol

Etat initial

En cours de transformation

Etat final

x = xf

x = xmax

a. Calculer l’avancement maximal xmax attendu. En déduire [H3O+] et la valeur du pH attendu dans

l’état final. Comparer à la valeur mesurée. Conclure. b. En reprenant la mesure expérimentale du pH, retrouver la concentration réelle en ions H3O+ dans

l’état final puis en déduire la valeur de l’avancement final xf dans l’état final. c. Comparer xf et xmax. Conclure.

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Tp1 - Mesures du pH de solutions aqueuses

Evaluation des incertitudes de répétabilité des mesures de pH dans la première partie du TP : (Voir fiche distribuée) 1. Compléter le tableau (fichier Excel) sur le PC de la paillasse du professeur au fur et à mesure de votre TP. 2. Y-a-t-il des valeurs aberrantes à supprimer avant d’effectuer l’étude statistique des mesures ? 3. Les conditions de répétabilité sont-elles respectées ici ? 4. Quelle est la grandeur qui donne une information sur la dispersion de n mesures ? 5. L’incertitude de répétabilité urép associée à la mesure dépend :

- du nombre n de mesures indépendantes réalisées,

- de l’écart-type de la série de mesures Calculer urép

6. L’incertitude élargie dépend d’un coefficient k appelé facteur d’élargissement (lequel dépend du nombre de mesures et du niveau de confiance choisi). Calculer U. Ici, on prendra : k = 2 pour obtenir un niveau de confiance de 95 %.

Compléter le tableau :

Mesures pH1 pH2 pH3

Moyenne

Ecart-type expérimental

Incertitude de répétabilité Urép

Incertitude élargie U

Résultat de la mesure sous la forme pH ± U

Résultat de la mesure sous la forme d’un

encadrement

Calcul de l’incertitude relative

7. Commenter l’incertitude relative. Comment expliquer qu’elle est plus grande pour les mesures de pH2 et pH3. 8. Pour chaque solution, vérifier que l’encadrement du pH obtenu contient le pH théorique donné par la relation pHth = -

log [H3O+]. Justifier le fait que cette valeur théorique n’est pas la valeur vraie (qui est toujours inconnue) du pH.