Chim. N° 05

Réactions

acido-basiques.

Exercices.

Correction.

 

   

Programme 2011 :

Programme 2011 : Physique et Chimie

Exercice 10 page 109

Exercice 19 page 110

Exercice 11 page 109

Exercice 30 page 113

Exercice 18 page 110

 

Pour aller plus loin : 

Mots clés :

Réactions acido-basiques ; couples acide-base ; indicateurs colorés ; espèces amphotères ; ampholytes ; espèces conjuguées ; acide ; base ; Bronsted ; Lewis ; ...

Recherche GoogleMoteur de recherche sur les différents sites

 

 

I -Exercice 10 page 109 .

Établir une équation de réaction

1)- Ecrire les demi-équations acido-basiques relatives à :

a)- L’acide nitreux HNO2 (aq),

b)- L’ammoniac NH3 (aq)

2)- En déduire l’équation de la réaction entre l’acide nitreux et l’ammoniac.

Correction

1.

a)-  Acide nitreux : HNO2   =     H +     +     NO2

b)-   Ammoniac :  NH3    +    H +     =     NH4 +

2. Réaction : 

HNO2 (aq)  +   NH3  (aq)  =     NO2 (aq)     +  NH4 + (aq)  

 

 

 

II -Exercice 11 page 109

Illustrer un intérêt des réactions acido-basiques

De très nombreux poissons contiennent une espèce volatile d’odeur désagréable : la triméthylamine CH3)3N, peu soluble dans l’eau. 

En revanche, l’acétate de triméthylammonium ou le citrate de triméthylammonium sont solubles dans l’eau.

1)- Écrire les équations des réactions de la triméthylamine avec :

a)- L’acide acétique CH3COOH ;

b)- L’acide citrique, noté HCit pour simplifier.

2)- Justifier alors l’ajout de vinaigre ou de jus de citron à l’eau utilisée pour faire cuire un poisson au court-bouillon.

 

1. Triméthylamine avec

a)-Acide acétique :

CH3COOH (aq) + (CH3)3N (aq)     =     (CH3)3NH + (aq)     +     CH3COO (aq)

b)-Acide citrique :

HCit (aq)  +  (CH3)3N (aq)     =     (CH3)3NH + (aq)     +     Cit (aq)

2. Par action d’un acide, la triméthylamine, d’odeur désagréable, se transforme

en ion triméthylammonium soluble dans l’eau. 

Les odeurs désagréables disparaissent.

 

III -Exercice 18 page 110.

Acide lactique et méthylamine

On mélange un volume V1 = 12,0 mL d’une solution d’acide lactique CH3CH(OH) CO2H (aq), noté AH, de concentration C1 = 0,16 mol / L avec un volume V2 = 23,0 mL d’une solution basique de méthylamine CH3NH2 (aq) de concentration C2 = 5,0 x 10 – 3  mol / L.

1)- Avec quelle verrerie a-t-on pu mesurer les volumes indiqués ?

2)- Écrire l’équation de la réaction qui peut se produire.

3)- Établir la composition finale du système en quantité de matière, puis en concentrations.

   

Correction :

 

1)- Verrerie utilisée pour mesurer les volumes :

-    Pipettes graduées de 25 mL ou burette de Mohr de 25 mL

2)- Couples acide / base :

-    Acide lactique / ion lactate :    AH   =     H +     +     A

-    Ion méthylammonium / Méthylamine :    CH3NH3 +       =       CH3NH2   +     H +  

3)- équation de la réaction :

AH (aq)    +    CH3NH2 (aq)   →    A  (aq)    +    CH3NH3 + (aq)

4)- Composition finale du système :

Équation

AH (aq)

+    CH3NH2 (aq)

A  (aq)

CH3NH3 + (aq)

État du système

Avancement

 

 

 

 

 

État initial (mol)

x = 0

n1 = C1. V1

1,92 mmol

n2 = C2. V2

1,15 mmol

0

0

Au cours de la

transformation

x

n1  - x

n2  –  x

 x

 x

État final (mol)

x = xmax

n1  – xmax   0

n2  –  xmax    0

 

xmax

xmax

 

xmax = 1,15

0,77

0

 

1,15

1,15

-  Concentrations des différentes espèces chimiques :

- 

- 

IV - Exercice 19 page 110.

Eau des piscines

Pour abaisser le pH des eaux d’une piscine, on peut utiliser une poudre appelée pH moins qui contient (en masse) 17,8 % de bisulfate de sodium, ou hydrogénosulfate de sodium NaHSO4   (s). On considère que les propriétés acido-basiques de cette poudre sont dues uniquement à la présence d’ions hydrogénosulfate HSO4.

1)- Écrire la demi-équation acido-basique relative au couple acide / base : HSO4 (aq) /  SO42  – (aq).

2)- Écrire l’équation des réactions qui se produisent lorsqu’on introduit cette poudre dans l’eau..

3)- On ajoute 500 g de cette poudre dans l’eau d’une piscine de volume 50 m3. Quelles sont les concentrations finales des ions obtenus, si seules les réactions envisagées en 2. se produisent ?

 

 

Correction 

1)- Demi-équation acido-basique :

HSO4   =   SO42 – +    H +          

2)- équation des réactions :

                            NaHSO4   (s)  →   HSO4 (aq)   +    Na+ (aq)          

HSO4 (aq) +    H2O (ℓ)       H3O+ (aq)   +     SO42 – (aq)

3)- Concentration des ions présents.

-    Quantité de matière de soluté introduit :

-      

Équation

HSO4 – (aq)

+    H2O (ℓ)  

H3O + (aq)

SO42  – (aq)

État du

système

Avancement

 

 

 

 

 

État initial

(mol)

x = 0

mol

n1 = 0,741

Excès

0

0

Au cours

de la

transformation

x

mol

n1  - x

Excès

 x

 x

État final

(mol)

x = xmax

mol

n1  – xmax  = 0

Excès

 

xmax

xmax

 

xmax = 0,741

0

Excès

 

0,741

0,741

-    L’eau étant en large excès, l’ion hydrogénosulfate est le réactif limitant de la réaction.

-    xmax = n1 = n (H3O+) = n (SO42 –) = 0,741 mol

-    Concentration des ions oxonium :

-    

-    Le tableau d’avancement de la réaction permet d’écrire :

  [H3O +] = [SO42  –] 1,48 x 10 – 5  mol / L

-    Pour aller plus loin : 

-    Valeur du pH de la solution :

  pH = – log[H3O +]   =>   pH 4,8

 

V -Exercice 30 page 113.

Une réaction dans un verre d’eau

Lorsqu’un comprimé d’aspirine effervescent est introduit dans un verre d’eau, il se produit une réaction acido-basique entre l’aspirine ou l’acide acétylsalicylique C9H8O4   ou C8H7O2 COOH principe actif du médicament, et l’ion hydrogénocarbonate HCO3.

On met en contact dans une enceinte fermée (V = 300 mL) un comprimé d’aspirine 500 (contenant 500 mg de principe actif) et une solution d’hydrogénocarbonate de sodium (V1 = 10 mL ; C1 = 0,5 mol / L).

La réaction est suivie par mesure de la pression à l’intérieur de l’enceinte. La température expérimentale est constante et égale à 26 ° C, soit 299 K :

1)- Acide / base :

a)- Quelle est la base conjuguée de l’aspirine C9H8O4   ou C8H7O2COOH ? Écrire la demi-équation acido-basique correspondante.

b)- Quelle est l’acide conjuguée de l’ion hydrogénocarbonate HCO3 ? Écrire la demi-équation acido-basique correspondante.

c)- Écrire l’équation de la réaction acido-basique qui se produit lors de l’expérience.

d)- Le dioxyde de carbone est peu soluble dans l’eau. Justifier la méthode utilisée pour suivre la réaction.

2)- Réaction :

a)- En utilisant un tableau d’avancement, vérifier que la solution d’hydrogénocarbonate de sodium utilisée permet la consommation totale de l’aspirine contenue dans le comprimé.

b)- Comment a-t-on mesuré les 10 mL de la solution : à l’éprouvette ou à la pipette jaugée. Justifier.

3)- Montrer que, si P (CO2) est exprimé en pascal, en a sensiblement :

   -  n (CO2) = 1,21 x 10 – 7 x P (CO2).

4)- On suppose que, pour t = 600 s, la réaction est terminée. Déterminer la quantité de matière de dioxyde de carbone formé au cours de la réaction.

5)- Établir la relation entre la quantité de matière de dioxyde de carbone n (CO2) formé et la quantité de matière d’aspirine consommée n (asp).

6)- En déduire la masse d’aspirine contenue dans un comprimé et la comparer à la valeur donnée dans l’énoncé.

Données : R = 8,31 S.I

M (C) = 12,0 g / mol ; M (H) = 1,00 g / mol ; M (O) = 16,0 g / mol

 

Correction :

1)- Acide base : acétylsalicylate 

a)- Base conjuguée de l’aspirine :

-    Formule de l’aspirine (acide) :

          

    C8H7 O2COOH  (aq)   +   HCO3 –  (aq)   →   C8H7O2COO (aq)   +  (CO2 ,  H2O)

d)-  Comme le dioxyde de carbone est peut soluble dans l’eau, on peut suivre l’avancement de la réaction en mesurant la pression du dioxyde de carbone

2)- Tableau d’avancement :

-     Masse molaire de l’aspirine : M = 180 g / mol

Équation

C8H7O2COOH (aq)

+ HCO3 – (aq)

C8H7O2COO (aq)

+  (CO2 , H2O)

État du

 système

Avanc.

 

 

 

 

 

État initial

(mmol)

x = 0

mmol

n1 = C1. V1

 

 

n0 = 2,78

n1 = 5,00

 

0

0

Au cours

Trans.

x

mmol

n0  - x

n1  - x

 x

 x

État final

(mmol)

x = xmax 

mmol

n1  – xmax  ≥ 0

n1  – xmax  ≥ 0

 

xmax 

xmax

xmax 

(mmol)

2,78

0

2,22

 

2,78

2,78

e)-  Mesure du volume de solution : 

-     On peut utiliser une éprouvette graduée de 25 mL car il n’est pas nécessaire d’être très précis.

   L’hydrogénocarbonate de sodium est le réactif en excès.

3)-  Relation : On considère que le dioxyde de carbone se comporte comme un gaz parfait :

équation d'état des gaz parfaits :

-     p.V = n . R . T

-       

4)- Quantité de matière de dioxyde de carbone formé au cours de la réaction :

-    Par lecture graphique, on trouve : n (CO2) 1,21 x 10 – 3  x 217 x 100

-    n (CO2) 2,63 x 10 – 3 mol

5)- Relation entre n (CO2) et n (asp) consommée.

-    n (asp) = n (asp)initial - n (asp)final.

-    Comme l’aspirine a totalement été consommée, 

-    n (asp) = x max = n (CO2)final 2,63 x 10 – 3 mol

-    Voir le tableau d’avancement.

6)- Masse d’aspirine :

-    m (asp) = n (asp). M (asp)

-    m (asp) = 2,63 x 10 – 3  x 180

-    m (asp) 473 mg   au lieu de 500 mg.

-    Ceci vient du fait que le dioxyde de carbone est soluble dans l’eau

-    surtout lorsque le pH de la solution est voisin de 7. 

-    Le dioxyde de carbone ne se dégage pas entièrement. 

-    La solubilité du dioxyde de carbone dans l'eau augmente aussi avec la pression.

-    Calcul d’erreur :  

-    Incertitude relative

 

.