Chimie-tp4 Determination De Qr-corr

Terminale S

TP Influence de l’état initial sur la constante de réaction

Objectifs : • Mettre en œuvre des mesures conductimètriques et exploiter les résultats pour calculer des concentrations • Montrer que le quotient de réaction dans l’état d’équilibre c’est à dire la constante de réaction ne dépend pas de la concentration initiale de la solution • Montrer que la constante d’équilibre dépend de la réaction envisagée

Liste du matériel : • Conductimètre • thermomètre • Becher de 200 mL • Solution de KCl de concentration 0,10 mol.L-1 • 100,0 mL de chacune des solutions d’acide éthanoïque de concentrations molaires suivantes 1,00.10-2 mol.L-1 ; 5,00.10-3 mol.L-1 ; 2,00.10-3 mol.L-1 ; 1,00.10-3 mol.L-1 • 100,0 mL de chacune des solutions d’acide méthanoïque de concentrations molaires suivantes 1,00.10-2 mol.L-1 ; 5,00.10-3 mol.L-1 ; 2,00.10-3 mol.L-1 ; 1,00.10-3 mol.L-1 1. Manipulations : 1.1. Etalonnage du conductimètre : Pour étalonner le conductimètre, on dispose d’une solution de chlorure de potassium de concentration molaire 0,10 mol.L-1. Mesurer la condutivité (ou la conductance selon l’appareil utilisé) de la solution étalon. Les tables donnent, pour cette concentration et à 20°C, σ KCl = 11680 µS.cm-1. Faire la correction sur le conductimètre ou calculer la constante de cellule. On rappelle que la conductance G d’une solution est donnée par la relation : G = Kcell σ 1.2. manipulation : On mesure la conductivité de chacune des solutions d’acide éthanoïque et d’acide méthanoïque pour une température, celle de la salle de TP. 1.3. Mesure de la conductivité de solutions d’acide éthanoïque Compléter le tableau suivant : température θ = 19 °C

ci (mmol.L-1) σeq (mS.cm-1)

1 0,043

2 0,064

5 0,103

10 0,147

1.4. Mesure de la conductance de solutions d’acide méthanoïque Compléter le tableau suivant : température θ = 19 °C

ci (mmol.L-1) σeq (mS.cm-1)

1 0,128

2 0,199

5 0,325

10 0,480

2. Exploitation des résultats : 2.1. Réaction de l’acide éthanoïque et l’eau • Ecrire l’équation de la réaction ayant lieu

CH3COOH

+

H2O =

CH3COO -aq + H3O +aq

•

Ecrire le quotient de la réaction, pour un état donné du système

•

Justifier que le système a atteint un état d’équilibre.

Qr =

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Pour une solution donnée, la conductivité de la solution ne varie pas au cours du temps donc les concentrations ne varient pas, le système n’évolue pas : il a atteint un état d’équilibre. •

Définir la constante de réaction

La constante de réaction est alors égale au quotient de réaction, les concentrations étant prises à l’équilibre . •

A l’aide du tableau d’avancement et des mesures de conductivité, calculer la concentration en ions oxonium et en ions éthanoate formés puis celle de l ‘acide éthanoïque restant.

A un instant t : n(CH3COOH) = ni(CH3COOH) – x n(CH3COOH)= Ci.V – x n(CH3COO -) = n(H3O +) = x alors

[H3O +] = [CH3COO -] = [CH3COOH] = Ci – [CH3COO -]

comme

σ = λi(CH3COO -).[CH3COO -] + λi(H3O +).[H3O +] σ = [λi(CH3COO -) + λi(H3O +)].[H3O +]

donc

[H3O +](mol.m -3) =

ce qui conduit à [H3O +] (mol.L-1)= [CH3COO -] (mol.L-1)= [CH3COOH] = Ci – [CH3COO -] Pour calculer les concentrations à l’équilibre, il suffit d’appliquer ces relations en utilisant σ à l’équilibre c’est à dire σ que l’on a mesurée. •

Compléter le tableau suivant :

ci (mol.L-1) 1,00.10-3 2,00.10-3 5,00.10-3 1,00.10-2

[H3O+]eq (mol.L-1) 1,10.10-4 1,64.10-4 2,63.10-4 3,76.10-4

[CH3CO2-]eq (mol.L-1) 1,10.10-4 1,64.10-4 2,63.10-4 3,76.10-4

•

Conclusion

•

2.2. Réaction de l’acide méthanoïque et l’eau Ecrire l’équation de la réaction ayant lieu

[CH3CO2H]eq (mol.L-1) 8,90.10-4 1,84.10-3 4,74.10-3 9,62.10-3

Qr,éq 1,36.10-5 1,46.10-5 1,47.10-5 1,47.10-5

On constate que Qr eq est constante aux erreurs expérimentales près. Sa valeur vaut 1,44.10-5 à 5% près. Qr,éq ne dépend pas des concentrations initiales du système.

HCOOH •

+

H2O

=

HCOO -aq + H3O +aq

Ecrire le quotient de la réaction, pour un état donné du système

Qr =

•

A l’aide du tableau d’avancement et des mesures de conductivité, calculer la concentration en ions oxonium et en ions méthanoate formés puis celle de l ‘acide méthanoïque restant.

Les mêmes calculs que précédemment conduisent aux formules : [H3O +] = [HCOO -] = Chimie-TP4 Determination de Qr-Corr.doc 3

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[HCOOH] = Ci – [HCOO -] • •

Justifier que le système a atteint un état d’équilibre : même raisonnement que précédemment Définir la constante de réaction : La constante de réaction est alors égale au quotient

de réaction, les

concentrations étant prises à l’équilibre . •

Compléter le tableau suivant :

ci (mol.L-1) 1,00.10-3 2,00.10-3 5,00.10-3 1,00.10-2 •

[H3O+]eq (mol.L-1) 3,16.10-4 4,92.10-4 8,03.10-4 1,19.10-3

[HCO2-]eq (mol.L-1) 3,16.10-4 4,92.10-4 8,03.10-4 1,19.10-3

[HCO2H]eq (mol.L-1) 6,64.10-4 1,51.10-3 4,20.10-3 8,81.10-3

Qr,éq 1,46.10-4 1,60.10-4 1,54.10-4 1,60.10-4

Conclusion

On constate encore que Qr eq est constante aux erreurs expérimentales près. Elle vaut 1,55.10-4 à 6% près. Ici encore, Qr eq ne dépend pas des concentrations initiales du système. •

2.3.

Conclusion

Que peut-on dire de la valeur du quotient de réaction dans l'état d'équilibre du système ? Qr eq ne dépend pas des concentrations initiales mais dépend de la réaction envisagée.

Les valeurs expérimentales sont différentes des valeurs de K. Une explication possible de ces écarts est que K dépend de la température et celle ci n’était pas de 25°C lors de la manipulation. Relation entre les conductivités molaires ioniques et la conductivité : σ =

∑

λ i .[Xi ]

i

Valeurs des conductivités molaires ioniques à 25 °C :

λ 0 (H3O+) = 35,0.10-3S.m².mol-1

λ 0 (CH3COO-) = 4,09.10-3S.m².mol-1 λ 0 (HCOO-) = 5,46.10-3S.m².mol-1

Les tables donnent : Pour l’acide méthanoïque K = 1,8.10-4 à 25 °C Pour l’acide éthanoïque K = 1,8.10-5 à 25 °C

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