Réactions avec des ions éthanoate

Le but de cet exercice est d'étudier la réaction d'une solution éthanoate de sodium avec l'eau puis avec l'acide chlorhydrique.

1.a. Relever le pH de la solution d'éthanoate de sodium (solution basique).

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1.b. Le pH aurait-il été différent si l'on avait fait la mesure avec 50 mL de cette même solution ? Justifier la réponse.

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2. Pour un volume V2 = 20,0 mL déterminer l'avancement maximal de la réaction d'équation : 
CH3CO (aq) + H2O = CH3CO2H (aq) + HO-(aq) 

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3. Compte tenu du pH déterminé à la première question, quel est l'avancement final de cette réaction ? En déduire le taux d'avancement final. 
Ce taux correspond-il a une réaction quasi-totale ou pas ?

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4. Fixer c1 = 0,001 mol · L-1 pour la concentration de l'acide chlorhydrique de la burette.
Dans l'onglet « Paramètres », option « Tableau », choisir 1,0 mL entre deux mesures.
Verser le contenu de la burette dans le bécher. 
La réaction qui a lieu dans le bécher  a pour équation :
CH3CO (aq) + H3O+ = CH3CO2H (aq) + H2O 
Exprimer la constante d'équilibre K associée à cette équation.
Déterminer sa valeur à partir des concentrations figurant dans l'onglet « Tableau de valeurs » pour le volume V1 = 25,0 mL.

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5. La valeur numérique de K serait-elle différente si on la calculait pour une autre valeur de V1 ? Justifier la réponse.

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6. En cliquant sur l'onglet « Historique », on peut lire la valeur du pKA du couple CH3CO2H / CH3CO.
Vérifier que K = 1 / KA.

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7. Revenir au « Tableau de valeurs » et l’utiliser pour déterminer l'avancement final et l'avancement maximal de la réaction d'équation :
CH3CO (aq) + H3O+ = CH3CO2H (aq) + H2O 
pour le volume V2 = 25 mL. En déduire le taux d’avancement final de la réaction. Conclure.

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