On dose 25 cm3 d’une solution aqueuse de monoamine par une solution aqueuse d’acide chlorhydrique de concentration molaire CA= 2,0× 10 mol/L. On trace la courbe pH =f(VA), où VA représente le volume (en cm3) d’acide versé (document).
1-Citer deux types de dosage souvent utilisés pour les solutions acides et bases.
2-Ecrire l’équation-bilan de la réaction de dosage
3-Déterminer graphiquement par la méthode des tangentes parallèles, les coordonnées du point d’équivalence, puis calculer la concentration molaire CB de la solution de monoamine 4-Déterminer graphiquement le pKA du couple acide/base de la solution de monoamine -A partir de la liste suivante, en déduire le nom de la monoamine concernée (a)-éthylamine : pKA =10,8 (b)-diéthylamine : pKA =11,1 (c)-triéthylamine : pKA =9,8
5-Pour un volume VA =3cm3 d’acide versé :
5-1-Déterminer les concentrations molaires de toutes les espèces chimiques en solution, sachant que le mélange a un pH de 11,1.
5-2-En déduire la valeur du pKA du couple acide/base de la monoamine -Y a-t-il accord avec la valeur du pKA obtenue graphiquement ?
5-3-Si le dosage avait été réalisé en présence d’indicateur coloré, quel serait le plus approprié parmi les indicateurs suivants : Rouge de méthyle :[4,8-6,0] ; Bleu de bromothymol :[6,0-7,6] ;
Phénolphtaléine :[8,2-10,0] Justifier
EXERCICE 12 : TITRAGE D’UNE SOLUTION D’ACIDE SULFURIQUE 1-On prépare 250 ml d’une solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration Cb=10-1 ml/L, à partir de pastilles de ce composé.
1-1-Quelle masse d’hydroxyde de sodium solide faut-il peser ? 1-2-Indiquer la verrerie utilisée pour cette opération.
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2-La solution d’hydroxyde de sodium précédente est utilisée pour doser 10 ml d’une solution aqueuse d’acide sulfurique H2SO4, en présence de bleu de bromothymol comme indicateur coloré. L’équivalence est atteinte lorsqu’on a versé 10 ml de solution basique.
2-1-Faire un schéma du dispositif expérimental utilisé pour ce dosage 2-2-Décrire brièvement le mode opératoire
2-3-Comment peut-on repérer l’équivalence ? 2-4-Ecrire l’équation bilan de la réaction de dosage
2-5-Calculer la concentration molaire de la solution d’acide sulfurique
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-Que signifie ce pictogramme ?
EXERCICE 13 : TITRAGE D’UNE SOLUTION D’ASPIRINE.
On se propose de vérifier par titrage la dénomination
‘’Aspirine 500 ‘’ inscrite sur la boite.
La formule simplifiée de l’aspirine ou acide acétylsalicylique est : I-Première méthode
On fait d’abord un dosage de l’acide acétylsalicylique par une solution diluée d’hydroxyde de sodium. Pour cela, on écrase un comprimé ordinaire dans un mortier, on introduit la poudre obtenue dans une fiole jaugée de 500ml. On rince le mortier avec de l’eau distillée, on
introduit l’eau de rinçage dans la fiole. On agite de façon à dissoudre complètement la poudre et on complète le volume au trait de jauge avec de l’eau distillée. On prélève ensuite 200ml de la solution obtenue à laquelle on ajoute quelques gouttes de phénolphtaléine .On dose cette solution avec une solution diluée d’hydroxyde de sodium de concentration 1,00× 10 mol/L . Le virage est obtenu pour 11,1 ml de solution d’hydroxyde de sodium versée.
1-Reproduire, sur la copie, la formule développée de l’aspirine. Identifier et nommer les groupes caractéristiques dans la molécule et les encadrer sur le dessin.
2-Pourquoi le dosage se fait rapidement et à froid avec une solution diluée d’hydroxyde de sodium ?
3-Ecrire l’équation-bilan de la réaction de dosage
4-Calculer le nombre de mole, puis la masse d’acide acétylsalicylique contenue dans un comprimé.
-La dénomination ‘’ Aspirine 500 ‘’ inscrite sur la boite est-elle justifiée ? Pourquoi ? II-Deuxième méthode
Dans un erlenmeyer de 100ml, on mélange un comprimé d’aspirine avec exactement 3,5 ml d’une solution d’hydroxyde de sodium de concentration 2,00 mol/L en excès et on ajoute quelques millilitres d’eau distillée. On porte ce mélange à ébullition lente pendant environ 10 minutes (aucun des réactifs n’est volatile), puis on laisse refroidir. On recueille le liquide obtenu après refroidissement. On l’introduit dans un bécher, on rince l’erlenmeyer avec de l’eau distillée, on introduit l’eau de rinçage dans le bécher.
On peut alors doser l’excès d’hydroxyde de sodium à l’aide d’un monoacide fort en présence de quelques gouttes d’un indicateur coloré judicieusement choisi. On ajoute lentement l’acide
HOOC OCOCH3
2-6-2-Indiquer deux précautions à prendre lors de l’utilisation de l’acide sulfurique.
Données : Masses molaires atomiques en g/mol ; Na :23 O ;16 H ;1
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fort de concentration 1,00× 10 mol/L et on constate que le virage de l’indicateur a lieu lorsqu’on a versé 14,8 ml de cet acide.
1-Ecrire l’équation bilan de la réaction qui a lieu dans l’erlenmeyer
2-Calculer la quantité no (exprimée en mole) d’hydroxyde de sodium placée dans l’erlenmeyer avec le comprimé d’aspirine
3-Ecrire 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.
4-Calculer la quantité n1(exprimée en mole) d’hydroxyde de sodium en excès dosée par l’acide fort
5-Etablir la relation entre la quantité de matière n d’acide acétylsalicylique contenue dans un comprimé et les quantités no et n1
5-Calculer n , puis la masse d’acide d’acétylsalicylique contenue dans un comprimé.
-Comparer ce résultat obtenu a celui de la question I-4
Données : Masse molaire de l’acide acétylsalicylique :180g/mol
CORRECTIONS DES EXERCICES EXERCICE 1 : Q.C.M.
1- b) 2-b) 3-c) 4-b) EXERCICE 2 :
1-L’équation-bilan de la réaction se produisant lors du titrage de la soude : H3O+ + OH- → 2H2O
2-Déterminons la concentration molaire C1 de la solution de soude A l’équivalence: n H3O+ = n OH- ↔ C2.V2 = C1.V1 ↔ C1 = . AN : C1 = × = 0,02 mol/L
3-Le changement de couleur observé à l’équivalence est le passage de la couleur rouge violacée à l’incolore
4-1-L’équation-bilan de la réaction qui se produit lors de ce second virage C6H8O6 + OH- → C6H7O + H2O
4-2-Déterminons la concentration molaire Co de la solution d’acide ascorbique
A l’équivalence: n C6H8O6 = n OH- ↔ Co. Vo = C1.V1 ↔ Co = . AN: Co = , × , Co= 2,84× 10 mol/L.
4-3-La masse d’acide ascorbique contenue dans un comprimé est : m= Co.V.M AN: m = 2,84× 10 × 100 × 10 × 176 =0,5 g
-Ce résultat est en accord avec l’indication « vitamine C 500mg » inscrite sur l’emballage car la masse d’acide ascorbique contenue dans un comprimé est 0,5g=500mg
EXERCICE 3 :
1-1- le point M est le point de demi-équivalence et le point N est le point d’équivalence.
VM=
1-2-Il y a équivalence acido-basique lorsque les réactifs sont dans les proportions stœchiométriques de l’équation bilan de la réaction de dosage
1-3-On note BH+ , l’acide conjugué de l’amine B. l’équation-bilan de la réaction de dosage .est :
B + H3O+ → BH+ + H2O
1-4- la valeur du pKA de ce couple acide/base est 9,8 car il correspond au pH à la demi-équivalence.
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1-5-Déterminons la masse molaire M de l’amine B : VN est le volume d’acide à l’équivalence : CA= 0,1 mol/L, VN= 10 ml,
A l’équivalence: n B = n H3O+ ↔ CB.VB = CA.VN ↔ CB = . =0,5 mol/L or m=CB.V.M M= . ↔M = .
. . AN: M = , ×
, × × = 59g/mol
Sa formule brute est : La formule générale d’une amine aliphatique est : CnH2n+3N M = 59 ↔ 14n+17 = 59 ↔ n = = 3 ↔ C3H9N
1-6- La formule semi-développée de l’amine B est : (CH3)3N et Son nom est : triméthylamine. Le pH à la demi-équivalence(9,8) correspond à celui de son couple . 2- Calculons les concentrations molaires des différentes espèces chimiques en solution lorsqu’on se trouve au point M.
Recensement des espèces chimiques en solution : C3H9N, C3H9NH+, H3O+, OH-, Cl-
[ H3O+]= 10 AN : [ H3O+]= 10 , =1,58 × 10 mol/L.
[ OH-]= 10 AN : [ OH-] =10 , = 6,31 × 10 mol/L.
[ Cl ]= = . = , × = 2 × 10 mol/L
Equation d’électroneutralité: [ H3O+] + [C3H9NH+ ] =[ OH-] + [Cl-]
[C3H9NH+]=[ OH-] +[Cl-] -[ H3O+] or les ions OH- sont minoritaires devant les ions Cl- ↔ [ C3H9NH+]≈[ OH-] +[Cl-] AN: [C3H9NH+]=6,31 × 10 +2 × 10 = 2 × 10 mol/L Equation de conservation de la matière
.no C3H9N = ns C3H9NH+ + ns C3H9N
CB.V = [C3H9N]. ( + ) +[ C3H9NH+].( + ) ↔
[C3H9N]= . - [C3H9NH+] AN: [C3H9N] = , × -2 × 10 = 2 × 10 mol/L -Nom de cette solution : solution tampon .Ses propriétés : son pH varie peu par addition modérée d’eau ou ajout modéré de solution d’acide ou de base
3-L’indicateur coloré le plus approprié pour ce dosage est la phénolphtaléine parce que le pH à l’équivalenceappartient à sa zone de virage
EXERCICE 4 : Limite de la notion de tampon
1-Montrons, dans le cas de la solution S, que le rapport des concentrations [CH3CO ]/ [CH3CO2H] est devenu égal à 1,5.
L’équation de la réaction qui a eu lieu est la suivante : CH3CO2H + OH- → CH3CO + H2O
Ainsi la quantité de matière de l’acide acétique a diminué de n= 2× 10 mole alors que celle de l’ion acétate a augmenté de 2× 10 mole, donc les nouvelles concentrations sont :
[CH3CO ] =[ ] . V=1L et [CH3CO2H] = [ ] . avec V=1L
[ ]
[ ] =
.
[ ] . = [[ ] .] . = . ×
. × = 1,5
Déduire le nouveau pH de S. pH = pKA + log([[ ]]) AN : pH = 4,8 + log(1,5) =4,98≈ 5 Le pH a augmenté d’environ 0,2 unité
NB : La quantité d’ions OH- introduite est inférieure à celle de l’acide acétique (0,1 mol) 2-Dans la solution S’, on constate que le nouveau pH est voisin de 12.
Pour la solution (S’), le pH passe de 4,8 à environ 12 : cette solution ne s’est pas comportée comme une solution tampon. Cela est dû au fait que la quantité de matière soude ajoutée est supérieure à la quantité de matière d’acide acétique.
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La réaction qui a eu lieu est : CH3CO2H + OH- → CH3CO + H2O , La quantité d’ions hydroxyde en excès est nOH- = n-[CH CO H]o. V
AN : nOH- =2× 10 -10-2 = 10-2 mol Le pH de la solution s’obtient par la relation : pH = 14+ log( ) AN: pH = 14+ log( ) =12
EXERCICE 5 : CE LAIT EST-IL FRAIS ?
1-Identifions les fonctions chimiques présentes dans cette molécule : la fonction alcool et la fonction acide carboxylique.
2-La molécule présente des isomères de configuration qui sont des énantiomères car possède un atome de carbone asymétrique.
Représentons ces isomères : .
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= 1014-3,8 = 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 = CSVS ↔ 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.