Bonjour, voici un TP partiellement fait :



Calculer la constante de dissociation Ka de l'acide faible :

a) A partir de la valeur de pH de la solution initiation ( pH = 3,36 ) :

Ecrire l'équilibre de dissociation de l'acide acétique :

Ka = Produit / Réactifs = [CH3COO-]*[H3O+] / [CH3COOH)

Etablir l'expression littérale, sans approximation de la constante de dissociation de cet acide

En supposant négligeable l'autoprotolyse de l'eau, faible la dissocitation de l'acide, calculer les valeurs approchées de la constante de dissociation Ka de l'acide.

Justifier la premère approximation ( pH Calculée < 6,00 ) et montrer que l'utilisation de la seconde n'est pas indispensable :


Donc si on fait la première hypothèse alors :

Ka=x²/Co - x et avec la deuxième hypothèse, Co >> x donc Ka = x²/Co

Donc x = Racine de Ka fois Co !


b)

A partir de la courbe de neutralisation, ecrire la réaction de neutralisation de l'acide acétique par la soude. Calculer la valeur numérique de la constante de l'équilibre correspondant ; qu'en concluez vous ?

Bon, en gros l'acide se dissocie dans l'eau donc on a  CH3COO - + H3O+ + OH * et on a donc CH3COO- + H2O.

En revanche, comment calculer la constante...


Soit pH = pKa + Log x/ a - x

Montrer que par ailleurs que le taux de titrage peut prendre l'expression x = VA / VEQ.


Tracer le graphique

En déduire une seconde valeur du pKa

4)

a)

Quel est le pH lorsque la moitié de l'acide a été neutralisé ?


On est à la demi équivalence, on a donc pH = pKa !

b)

La formule pH =f(Log x/1-x) n'est pas valable pour x ou 1.
Donnez un sens un physico chimique.


Merci et au revoir !