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Conductimétrie
Bonsoir à tous
L'exercice que je fais est un pré-TP portant sur la détermination de la constante d'acidité Ka de la réaction entre l'acide éthanoïque CH3C02H et l'eau
La réaction est la suivante: CH3CO2H + H2O <-> CH3CO2- + H3O
Par hypothèse: La concentration en soluté apporté est C = 1.00x10-2 mol/L
La conductivité mesurée vaut sigma = 0.160 mS/cm = 0.0160 S/m
On donne également les conductivités molaire ionique à température ambiante:
Lambda(CH3CO2-) = 4.10x10-3
Lambda(H3O+) = 3.50x10-2
Mon problème est dans la détermination de [H3O+]éq...
Ayant établit d'après la loi de Kohlrausch et le tableau d'avancement que
Ka = ([H3O+])^2/(C - [H3O+])
J'ai trouvé que [H3O+]éq > C ce qui donne une valeur négative pour Ka
Je n'arrive pas à trouver mon erreure cependant. Merci de bien vouloir m'aider
Bonsoir,
Comment t'aider à trouver ton erreur si tu n'exposes pas le détail de tes calculs et si tu ne donnes pas les unités utilisées pour les conductivités molaires ioniques ?
Re
merci pour ta réponse
- Les conductivités molaires ioniques sont données en S.m^2.mol^-1
- D'après la loi de Kohlrausch :
sigma(S) = [CH3CO2-]eq.Lambda(CH3CO2-) + [H3O+]eq.Lambda(H3O+)
Comme [CH3CO2-]eq=[H3O+]eq :
-> sigma(S) = (Lambda(CH3CO2-)+Lambda(H3O+))x[H3O+]eq
Ainsi [H3O+]eq = sigma(S) / (Lambda(CH3CO2-)+Lambda(H3O+))
[H3O+]eq = 0.160x10^-1 S.m^-1 / 4.10x10^-3 + 3.50x10^-2 S.m^2.mol^-1
[H3O+]eq = 4.09 x 10^-1 mol.L-1
Ce résultat est suppérieur à la concentration en soluté apporté C = 1.00x10^-2 mol.L-1 ... D'où l'erreur dans le calcul de la constante d'acidité:
Ka = ([H3O+]eq)^2 / C - [H3O+]eq
Merci d'avance
Ton calcul est bien mené mais ....
Il y a un mais !
La conductivité étant exprimée en S/m et les conductivités molaires ioniques en S.m².mol-1 la concentration molaire est obtenue en mol/m³ et non en mol/L
Le résultat correct est donc : [H3O+]eq = 4,09.10-1 mol/m³ soit l'équivalent de 4,09.10-4 mol/L
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