Physique

) . [CH3CO2-]f = ((H3O+) + (CH3CO2-)) [H3O+]f

3) [H3O+]f = [CH3CO2-]f =  / ((H3O+) + (CH3CO2-))

[H3O+]f = [CH3CO2-]f = 5,00.10-2 / (35,9.10-3 + 4,1.10-3) = 5,00.10-2 / 40.10-3 = 1,25 mol.m-3

= 1,25.10-3 mol.L-1 .

4) a) [CH3CO2-]f / c2 = 1,25.10-3 / 1,0.10-1 = 1,25.10-2 < 50

L'approximation n°1 est donc justifiée.

b) En supposant que l'approximation n°2 soit vérifiée, la dissociation de l'acide est très faible.

La transformation chimique est donc très limitée, les produits formés sont en quantité très faible

c) K2 = = [CH3CO2-]f.[H3O+]f / [CH3CO2H]f = (1,25.10-3)2 / 1,0.10-1 = 1,56.10-6 x 101 = 1,56.10-5

d) 2 = [CH3CO2-]f / c2 = 1,25.10-3 / 1,0.10-1 = 1,25.10-2

IV ) Conclusion : Comparaison des résultats obtenus :

1) D'après le tableau, dans les deux études, on trouve la même valeur de K1 pour des concentrations initiales en acide éthanoïque différentes.

K1 ne dépend donc pas de la concentration initiale en acide éthanoïque.

2) D'après le tableau, dans les deux études, on trouve des valeurs différentes de taux d'avancement pour des concentrations initiales en acide éthanoïque différentes.

Le taux d'avancement final de la transformation chimique limitée dépend donc de l'état initial du système chimique.

3) Plus le taux d'avancement final  est grand, plus la quantité d'ions CH3CO2- est grande, plus l'acide est dissocié. L'affirmation 1 est donc juste.

D'après le tableau, plus la solution d'acide éthanoïque est diluée (concentration plus faible), comme dans l'étude pH-métrique, plus le taux d'avancement est grand ( 1 > 2 ), plus l'acide est dissocié. L'affirmation 2 est donc fausse.