IDENTIFICATION DE SOLUTION TAMPON

3-L’équation-bilan de la réaction entre l’acide lactique et l’ion hydroxyde.

CH3-CHOH-COOH + OH^- → CH3-CHOH-COO^- + H2O

4-Calcul de la constante Kr de la réaction entre l’acide lactique et l’ion hydroxyde.

Kr = ^{[ ]}

[ ].[ ] = ^{[ ][ ]}

[ ].[ ][ ] = = = 10

AN : Kr= 10^14-3,8 = 1,58× 10

Cette réaction est quantitative car Kr >10⁴

5-1-Il y équivalence lorsque les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques de l’équation bilan de la réaction de dosage.

2-2-Déterminons la concentration molaire C en acide lactique du lait étudié A l’équivalence : n CH₃-CHOH-COOH = n OH^- ↔ CV = C_SV_S ↔ C = ^. AN : C = ^{, × ,} = 4,1× 10 mol/L

5-3-Calculons sa concentration massique Cm

Cm =C.M AN : Cm = 4,1× 10 × 90 = 3,69 g/L

Ce lait n’est pas frais parce sa concentration massique (3,69 g/L ) en acide lactique n’est pas comprise entre 1,6g/l et 1,8g/l

Ce lait n’est pas Caillé parce que sa concentration massique est inférieure à 5g/L.

EXERCICE 6 : IDENTIFICATION DE SOLUTION TAMPON.

1-Attribuons à chaque solution son p^H en justifiant brièvement.

Le p^H de la solution C est 2 car c’est une solution d’acide fort de p^H = -logC = -log(10^-2) =2 Le p^H de la solution D est 12 car c’est une solution de bade forte de

p^H = 14-logC = 14-log(10^-2) =12

Le p^H de la solution E est 7 car c’est une solution neutre

Le p^H de la solution A est 3,5 car c’est une solution d’acide faible Le p^H de la solution B est 8,5 car c’est une solution de base faible

2-Recensons les espèces chimiques présentes dans F et calculons leur concentration.

CH CH COOH , CH CH COO , Na , H O ,OH

[ H3O⁺]= 10 AN : [ H3O⁺]= 10 ^, =1,26 × 10 mol/L.

[ OH^-]= 10 AN : [ OH^-] =10 ^, = 7,94 × 10 mol/L.

[ N ]= = ^. = ^{× ,} = 5 × 10 mol/L

Equation d’électroneutralité: [ H₃O⁺] + [ N ] =[ OH^-] + [CH CH COO ] H

HOOC

* C

OH

H3C H

COOH C *

OH

CH₃

109

[CH CH COO ]=[ H3O⁺] +[ N ]-[ OH^-] or les ions OH^- sont minoritaires devant les ions Na⁺ ↔[ CH CH COO ]≈[ N ]+ [ H3O⁺]

AN: [CH CH COO ]=5 × 10 +1,26 × 10 =5 × 10 mol/L L’Equation de conservation de la matière

.no CH CH COO + no CH CH COOH = ns CH CH COOH + ns CH CH COO ↔ C_B.V + C_AV_A= [CH CH COOH ]. ( + ) + [CH CH COO ].( + ) ↔ [CH CH COOH ]= ^{. .} - [CH CH COO ] AN:

[CH CH COOH ]= ^{, × , ×} – 5× 10 = 5× 10 mol/L 3-Calculons le p^KA du couple d’acide propanoïque/ion propanoate

p^H = p^KA + log(^{[ ]}

[ ]) ↔ or [CH CH COOH ] = [CH CH COO ]

↔ p^H = p^KA ↔ p^KA = 4,9

4-Une telle solution est appelée solution tampon Si l’on ajoutait à F quelques gouttes :

-De C : le p^H diminueralégèrement -De D : le p^H augmentera légèrement -De E : le p^H ne va pas varier

5- Précisons la nature et le volume des solutions à utiliser pour préparer 100 ml de F en Justifiant :

-Dosage de la solution d’acide propanoïque par la solution d’hydroxyde de sodium jusqu’à la demi-équivalence : n = ↔ CDVD = ^. ↔ Or CD = CA ↔ VD = ↔VA = 2VD

VA+ VD = 100 ↔ 3VD = 100 ↔ VD = = 33,33 ml et VA = 100-33,33 = 66,67 ml

-Mélange équimolaire de la solution A et de la solution B. Etant donné que les deux solutions ont même concentration, alors V_A = V_B et V_A + V_B = 100↔ V_A = 100ml et V_B = 100 ml -Dosage de la solution de propanoate de sodium par la solution d’acide chlorhydrique jusqu’à la demi équivalence : nC = ↔ CC.VC = ^. Or CC = C donc = ↔ VB = 2VC et V_C +V_B =100 ↔3V_C =100 ↔ V_C = = 33,33 ml↔ V_B =100- V_C =100-33,33= 66,67 ml

EXERCICE 7 : DOSAGE DE L’ACIDE BENZOÏQUE 1-Citons deux précautions à prendre avant de réaliser ce dosage.

-Etalonner le p^H-mètre -Bien faire le zéro de la burette graduée

Le matériel de verrerie qu’on a utilisé pour prélever 10 ml de la solution d’acide benzoïque est la pipette jaugée de 10 ml car c’est un matériel de précision.

2-Tracé de la courbe p^H =f(V)

3-Les coordonnées du point d’équivalence VbE = 10 ml et p^HE =8,5

L’équation bilan de la réaction de dosage est : C₆H₅COOH + OH^- →C₆H₅COO^- + H₂O Déduisons la concentration Ca de l’acide.

A l’équivalence : nC6H5COOH = n OH^- ↔ CaVa = CbVb ↔ Ca = ^. ↔ Ca = ^{, ×} = 0,1 mol/L

4-Le p^H à l’équivalence est basique car à l’équivalence l’espèce majoritaire en solution est l’ion benzoate qui est une base.

5- L’acide benzoïque est un acide faible car sa courbe présente deux points d’inflexion 6-Calcul des concentrations des différentes espèces chimiques présentes en solution à l’équivalence

Recensement des espèces chimiques en solution : C6H5COO^-, OH^-,Na⁺, H3O⁺ [ H3O⁺]= 10 AN : [ H3O⁺]= 10 ^, =3,16 × 10 mol/L.

110

[ OH^-]= 10 AN : [ OH^-] =10 ^, = 3,16 × 10 mol/L.

[ N ]= = ^. = ^{× ,} = 5 × 10 mol/L

Equation d’électroneutralité: [ H₃O⁺] + [ N ] =[ OH^-] + [C₆H₅COO^-]

[C₆H₅COO^-]=[ H₃O⁺] +[ N ]-[ OH^-] or les ions H₃O⁺sont minoritaires devant les ions Na⁺

↔[ C6H5COO^-]≈[ N ] -[ OH^-]

AN: [C6H5COO^-]= 5 × 10 - 3,16 × 10 =5 × 10 mol/L

7-La valeur du p^KA du couple : acide benzoïque/ ion benzoate est 4,2.

La constante d’acidité de ce couple : KA = 10^-pKA = 10^-4,2 = 6,3× 10

8- Calculer les concentrations des espèces chimiques présentes dans le milieu. p^H =3,9 Recensement des espèces chimiques en solution : C₆H₅COOH, C₆H₅COO^-, OH^-,Na⁺, H₃O⁺ [ H3O⁺]= 10 AN : [ H3O⁺]= 10 ^, =1,26 × 10 mol/L.

[ OH^-]= 10 AN : [ OH^-] =10 ^, = 7,94 × 10 mol/L.

[ N ]= = ^. = ^{, ×} = 2,31 × 10 mol/L

Equation d’électroneutralité: [ H₃O⁺] + [ N ] =[ OH^-] + [C₆H₅COO^-]

[C₆H₅COO^-]=[ H₃O⁺] +[ N ]-[ OH^-] or les ions OH^- sont minoritaires devant les ions Na⁺

↔[ C6H5COO^-]≈[ N ] +[ H3O⁺]

AN: [C6H5COO^-]= 2,31 × 10 +1, 26 × 10 =2,32 × 10 mol/L L’Equation de conservation de la matière

no C6H5COOH = ns C6H5COOH + ns CH CH CH COO ↔ CaVa= [C6H5COOH]. ( + ) + [C6H5COO^-].( + ) ↔ [C6H5COOH]= ^. - [C6H5COO^-] AN:

[C6H5COOH]= ^{, ×} – 2,32× 10 = 5, 39 × 10 mol/L Retrouver la de p^KA.

p^H = p^KA + log(^{[ ]}

[ ]) ↔ p^KA = p^H - log(^{[ ]}

[ ]) AN : p^KA = 3;9- log( ^{, ×}

[ , × ]) =

4,26

9- L’indicateur coloré qu’il faut utiliser pour le dosage est la phénolphtaléine car le p^H à l’équivalence appartient à sa zone de virage.

10-1-La réaction chimique suivante a lieu :

C6H5COO^- + C6H5COOH C6H5COO^- + C6H5COOH 10-2-Calcul de sa constante d’équilibre : Kr =^{[ ][ ]}

[ ][ ] = 1

Conclusion : On ne déplace l’équilibre ni vers la droite ni vers la gauche

10-3-Le p^H du mélange ainsi obtenu est égal au pKA du couple de l’acide benzoïque : p^H =4,2 Justification : Les réactifs et les produits sont identiques, on ne change pas les quantités de matière en ions benzoate et en acide benzoïque, puisqu’au départ, la quantité de matière d’ion benzoate formée au cours de la réaction de dosage est égale à celle d’acide benzoïque

apportée à l’équivalence. Les deux espèces ont les ainsi mêmes concentrations : p^H = p^KA + log(^{[ ]}

[ ]) = p^KA =4,2

EXERCICE 8 : TITRAGE D’UN VINAIGRE A-Première étape :

1-Calcul du volume du vinaigre à 6° qu’on doit prélever :

C.V = C1.V1 ↔ C.V = ^. ↔ V = AN : V = = 1 ml 2-Décrivons le mode opératoire.

A l’aide d’une pipette jaugée de 1mL, prélever 1 mL de la solution mère de vinaigre que l’on introduit dans la fiole jaugée de 100mL à moitié remplie d’eau distillée. Homogénéiser.

111

Compléter le volume au trait de jauge avec de l’eau distillée de la pissette. Homogénéiser.

Laver le matériel et le ranger.

B-Deuxième étape : titrage de la solution S1

1-L’équation-bilan de la réaction qui se produit au cours du titrage CH3COOH + OH^- →CH3COO^- + H2O

1- Schéma annoté du dispositif expérimental La phénolphtaléine est choisie

Comme indicateur coloré parce qu’il est le seul indicateur coloré dont la zone de virage est

basique tout comme le p^H à l’équivalence.

3-Calcul de la concentration C1

4-Calcul du degré d’acidité du vinaigre

Soit n : quantité de matière d’acide acétique contenue dans 100g de vinaigre, V= volume de 100g vinaigre m’= 100g de vinaigre, m=D°= masse d’acide éthanoïque pur contenu dans 100g de vinaigre, M= masse molaire de l’acide acétique, ρ=masse volumique du vinaigre en g/L.

Le résultat est en accord avec l’indication de l’étiquette

EXERCICE 9 : TITRAGE D’UN PRODUIT DE LA VIE COURANTE 1-1-Calcul du volume de S_o nécessaire. C₁ = ↔ C_oV_o = C₁V₁ ↔

Vo = AN : Vo = = 10 ml

1-2-Décrivons le mode opératoire en précisant le matériel utilisé.

A l’aide d’une pipette jaugée de 10mL, prélever 10 mL de la solution mère So que l’on introduit dans la fiole jaugée de 1000mL à moitié remplie d’eau distillée. Homogénéiser.

Compléter le volume au trait de jauge avec de l’eau distillée de la pissette. Homogénéiser.

Laver le matériel et le ranger.

2-1-L’équivalence acido-basique est obtenue lorsqu’on a versé un volume V_a= 6ml de la solution A

-L’équation du titrage : H3O⁺ + OH^- → 2H2O -Déduisons la concentration C₁ de la solution C₁

A l’équivalence n H₃O⁺ = n OH^- ↔ Ca.Va = C₁.V₁ ↔ C₁ = ^. ↔AN : C₁ = ^{, ×}

112

2-2-L’allure de la courbe qui donne les variations du p^H du mélange en fonction du volume Va d’acide versé

les coordonnées du point d’équivalence sont :V_bE = 6 ml et p^H_E= 7 .Le point de départ de la courbe a pour coordonnées : Vb=0 et p^H = 14+ logC1 = 12,8

A la fin du dosage, la courbe tend vers l’asymptote horizontale p^H = - logCa = 1

3-La masse volumique de la solution So est 1220 Kgm^-3 . Le pourcentage en masse d’hydroxyde de sodium dans S_o :

1 litre de solution a une masse de 1220g

La concentration molaire de cette solution est : C_o = 100C₁ AN : C_o = 100×6× 10 = 6 mol/L

1 litre de cette solution contient donc 6 mol d’hydroxyde de sodium, soit une masse m= n.M =6× 40 = 240 g

Le pourcentage d’hydroxyde de sodium est : = 0,197 =19,7%

Le véritable pourcentage est donc très voisin de l’indication de l’étiquette EXERCICE 10 : POURCENTAGE DES ESPECES

1-1-L’équation-bilan de la réaction de titrage : CH3COOH + OH^- →CH3COO^- + H2O 1-2-Il y a équivalence lorsque les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques de l’équation bilan de la réaction de dosage.

L’abscisse du point d’équivalence sur la courbe expérimentale est 20 ml 1-3-La concentration molaire Ca de la solution d’acide éthanoïque A l’équivalence n CH3COOH = n OH^- ↔ Ca.Va = Cb.Vb ↔Ca = ^. AN : Ca = ^{, × ×} = 1,0× 10 mol/L

2-1-Identification des courbes 2 et 3.

La courbe 2 représente les variations du pourcentage d’acide éthanoïque car elle est décroissante marquant la consommation de cette espèce au cours de la réaction.

La courbe 1 représente les variations du pourcentage d’ions éthanoate car elle est croissante marquant la formation de cette espèce au cours de la réaction.

2-2- Les concentrations molaires des espèces acide et base conjuguées présentes dans le mélange au point d’intersection des courbes sont égales(point de demi-équivalence).

2-3-Relation existant entre les concentrations molaires de ces deux espèces et le p^H de la solution : p^H = p^KA + log(^{[ ]}

[ ])

2-4- Une valeur approchée du p^KA du couple acide éthanoïque/ ions éthanoate est 4,8.

EXERCICE 11 : TITRAGE D’UNE SOLUTION DE MONOAMINE

1-Deux types de dosage souvent utilisés pour les solutions acides et bases : le dosage colorimétrique et le dosage p^H-métrique

2-L’équation-bilan de la réaction de dosage R-NH₂ + H₃O⁺ →RNH + H₂O

3-Graphiquement les coordonnées du point d’équivalence sont : VAE = 16,3 ml et p^HE =6,4 Calculons la concentration molaire CB de la solution de monoamine

A l’équivalence : n R-NH₂ = n H₃O⁺ ↔ C_BV_B = C_AV_A ↔ C_B = ^. ↔ C_B = ^{, × × ,} = 1,3× 10 mol/L.

p^H

0 Va(ml)

12,8 7

6 E 1

113

4-Graphiquement le p^KA du couple acide/base de la solution de monoamine est 10,8 -La monoamine concernée est l’éthylamine :

5-1-Déterminons les concentrations molaires de toutes les espèces chimiques en solution, sachant que le mélange a un p^H de 11,1.

Recensement des espèces chimiques en solution : C₂H₅NH₂, C₂H₅NH , OH^-,Cl^- , H₃O⁺ [ H3O⁺]= 10 AN : [ H3O⁺]= 10 ^, =7,94 × 10 mol/L.

[ OH^-]= 10 AN : [ OH^-] =10 ^, = 1,26 × 10 mol/L.

[ Cl ]= = ^. = ^{, × ×} = 2,14 × 10 mol/L

Equation d’électroneutralité: [ H3O⁺] + [C2H5NH ] =[ OH^-] + [Cl^-]

[C₂H₅NH ]= [Cl^-]+[ OH^-] -[ H₃O⁺] or les ions H₃O⁺sont minoritaires devant les ions Cl^- et OH^- ↔[ C₂H₅NH ]≈[ Cl^-] +[ OH^-]

AN: [C2H5NH ]= 2,14 × 10 + 1,26 × 10 =3,4 × 10 mol/L Equation de conservation de la matière:

n_o C₂H₅NH₂ = n_s C₂H₅NH₂+ n_s C₂H₅NH ↔

CBVB= [C2H5NH2]. ( + ) + [C2H5NH ].( + ) ↔ [C2H5NH2]= ^. - [C2H5NH ] AN:

[C₂H₅NH₂]= ^{, × ×} – 3,4 × 10 = 8, 2 × 10 mol/L 5-2-La valeur du p^KA du couple acide/base de la monoamine p^H = p^KA + log(^{[ ]}

[ ])↔: p^KA = p^H - log(^{[ ]}

[ ]) AN: p^KA = 11,1 - log( ^{, ×}

, × ) = 10,7 -Il y a accord avec la valeur du p^KA obtenue graphiquement

5-3- L’indicateur coloré qui serait le plus approprié est le Bleu de bromothymol parce que le p^HE appartient à sa zone de virage.

EXERCICE 12 : TITRAGE D’UNE SOLUTION D’ACIDE SULFURIQUE 1-1-Calcul de la masse d’hydroxyde de sodium solide qu’il faut peser :M =40g/mol .m=CVM AN : m = 0,1× 0,25 × 40 =1 g

1-2-La verrerie utilisée pour cette opération : La fiole jaugée de 250ml , le verre de montre ou capsule en verre et l’entonnoir à solide.

2-1-Schéma du dispositif expérimental utilisé pour ce dosage(voir schéma de l’exercice précédent non annoté)

2-2-Décrivons brièvement le mode opératoire

On verse goutte à goutte la solution d’hydroxyde de sodium contenue dans la burette dans celle d’acide sulfurique contenue le bécher jusqu’au changement de couleur de l’indicateur coloré. On note le volume de solution basique ainsi versé pour atteindre l’équivalence

2-3-On repérer le point d’équivalence par le virage de l’indicateur coloré à une goutte de base près.

2-4-L’équation bilan de la réaction de dosage : H₃O⁺ + OH^- → 2H₂O 2-5-Calcul de la concentration molaire de la solution d’acide sulfurique A l’équivalence : n H3O⁺ = n OH↔2CaVa= CbVBe ↔ Ca = ^. AN : Ca = ^{, ×}

× =5×10^-2 mol/L

2-6-La solution d’acide sulfurique utilisée a été préparée à partir d’une solution commerciale dont la bouteille comporte une étiquette sur laquelle on note le pictogramme ci-contre.

2-6-1- Ce pictogramme signifie que la solution est corrosive

2-6-2- Deux précautions à prendre lors de l’utilisation de l’acide sulfurique : -Porter les gants -Porter des lunettes de protection -Porter une blouse en coton.

EXERCICE 13 : TITRAGE D’UNE SOLUTION D’ASPIRINE.

114 I-Première méthode

1-. Identifions et nommons les groupes caractéristiques dans la molécule et Encadrons-les sur le dessin.

2- Le dosage se fait rapidement et à froid avec une solution diluée d’hydroxyde de sodium pour éviter la réaction parasite de saponification

3-L’équation-bilan de la réaction de dosage :

4-Calcul du nombre de mole n_a, puis la masse m d’acide acétylsalicylique contenue dans un comprimé.

A l’équivalence : n’a = nb → na = Cb.VbE AN : n’a = 1,00× 10 ×11,1× 10 = 1,11× 10 mol

Dans 200ml de solution d’aspine dosée, il y a 1,11× 10 mol et dans 500ml de solution d’aspirine(le comprimé a été dissous dans ce volume) il y a :

na = ^{, × ×} = 2,775× 10 mol

La masse d’acide qu’il y dans un comprimé est : m = n_a.M AN : m =2,775× 10 × 180 = 0,4995g≈ 0,5g

-La dénomination ‘’ Aspirine 500 ‘’ inscrite sur la boite est justifiée car la masse d’acide acétylsalicylique contenue dans un comprimé est 0,5g = 500mg

II-Deuxième méthode

1-L’équation bilan de la réaction qui a lieu dans l’erlenmeyer

2-Calcul de la quantité no (exprimée en mole) d’hydroxyde de sodium placée dans l’erlenmeyer avec le comprimé d’aspirine : n_o = C_o.V_o AN : n_o = 2,00×3,5× 10 =7×

10 mol

3-L’équation bilan de la réaction qui a lieu dans le bécher lors du dosage de l’excès d’hydroxyde de sodium par le monoacide fort : H3O⁺ + OH^- → 2H2O

4-Calculer la quantité n₁(exprimée en mole) d’hydroxyde de sodium en excès dosée par l’acide fort : à l’équivalence : n1=Ca.Va AN : n1=1,00× 10 ×14,8× 10 = 1,48× 10 mol 5-La relation entre la quantité de matière n d’acide acétylsalicylique contenue dans un

comprimé et les quantités n_o et n_1. Soit n₂ la quantité de matière d’ion hydroxyde ayant réagi avec l’acide acétylsalicylique . n = ↔ or n2 = no – n1 ↔ n = ^–

5-Calcul de n , puis de la masse d’acide d’acétylsalicylique contenue dans un comprimé.

AN : n= ^{× , ×} = 2,76× 10 mol

La mase : m= n.M AN : m=2,76× 10 × 180 = 0,4968g ≈ 0,5g Le résultat obtenu est identique à celui de la question I-4

NB :Trois propriétés particulières de la solution à la demi-équivalence : La quantité de matière d’acide est égale à celle sa base conjuguée, p^H = p^KA et le p^H de la solution est peu sensible à la dilution et aux additions modérées de base et d’acide.

HOOC O-C-CH3

Groupe O carboxyle

Groupe ester

+ OH^- → + H₂O

- OOC OCOCH₃

HOOC OCOCH3

-OOC OH

+ 2OH^- → + H₂O + CH₃COO

-HOOC OCOCH₃

115

Dans le document AVANT-PROPOS Le SOLEIL (Page 108-115)