Annales du Bac (1998)

I- Détartrant de cafetière.

Un détartrant de cafetière est commercialisé sous forme de sachets de

poudre portant la seule indication : acide sulfamique.

L’acide sulfamique (ou acide amidosulfurique) est considéré comme

un acide fort de formule : NH2SO3H que l’on notera AH.

 On se propose d’effectuer le dosage de cet acide, de vérifier la pureté

du produit contenu dans le sachet et d’étudier son action sur le tartre.

 Pour cela, on pèse 1,0 g de détartrant que l’on dissout dans l’eau

distillée de manière à obtenir exactement 100,0 mL d’une solution S.

 On prélève ensuite 20,0 mL de cette solution et on procède à son

dosage par une solution titrée de soude (solution d’hydroxyde de

sodium) de concentration 0,10 mol . L–1.

 Ce dosage est suivi par pH-métrie (voir courbe ci-après) :

 

courbe pH-métrique 

Données :

Acide sulfamique : : NH2SO3H : 97 g . mol–1 ;

température de fusion : 200 °C

Solubilité : 147 g . L–1 dans l’eau froide.

Valeurs des pKA à 25 °C (température de l’expérience) : 

H2O / HO : pKA = 14 ;

H3O+ / H2O : pKA = 0 ;

HCO3 / CO32– : pKA = 10,2 ;

CO2, H2O / HCO3  ; pKA = 6,4

1)- Écrire l’équation-bilan de la réaction qui a lieu lors de la mise en

solution de l’acide sulfamique (0,25 pt).

2)- Première partie :

a)-  Écrire l’équation-bilan de la réaction chimique support du dosage (0,25 pt).

b)- Définir l’équivalence du dosage acido-basique (0,25 pt).

c)-  À partir de la courbe, déterminer les coordonnées du point

d’équivalence, en précisant la méthode choisie (0,5 pt).

d)- Déterminer à partir du dosage la quantité d’acide sulfamique

contenue dans la prise d’essai, puis vérifier si l’indication portée sur le

sachet est correcte (1,25 pt).

3)- Deuxième partie :

On se propose d’étudier l’action de cette solution de détartrant sur un

dépôt de tartre.

Le tartre est essentiellement constitué d’un dépôt de carbonate de

calcium, solide constitué d’ions calcium Ca2+ et

d’ions carbonate CO32–.

a)-  Placer sur un axe de pKA les quatre couples acide-base des

données ci-dessus (0,25 pt).

b)- Écrire l’équation-bilan de la réaction qui se produit lorsque la

solution de détartrant entre en contact avec le dépôt de tartre (0,25 pt).

c)-  Montrer que cette réaction peut être considérée comme totale (0,5 pt).

d)-  Dans certaines conditions, quand on utilise ce détartrant, on peut

observer un dégagement gazeux. Quel est ce gaz ? Justifier sa formation (0,5 pt).

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II- Constante de réaction.

Les mesures sont effectuées à 25 °C.

Couples acide-base :

- Acide éthanoïque / ion éthanoate : pKA1 = 4,7

- Ion ammonium / ammoniac : pKA2 = 9,2

- Couples de l’eau :

- H3O+ / H2O : pKA = 0 

- H2O / HO : pKA = 14 .

 

1)- Soit une solution S1 d’acide éthanoïque de concentration

C1 = 2,0 x 10 –2 mol . L–1.

a)- Écrire l’équation-bilan de la réaction de l’acide avec l’eau (0,25 pt).

b)- Exprimer et calculer la constante de cette réaction. Peut-on dire que

 l’acide éthanoïque est un acide faible dans l’eau ? (0,75 pt).

c)- La mesure du pH de la solution donne 3,2. Confirme-t-elle le

résultat précédent ? (0,5 pt).

2)- Soit une solution S2 d’acide éthanoïque de concentration

C2 = 1,0 x 10 –2 mol . L–1.

a)- Écrire l’équation-bilan de la réaction de l’ammoniac sur l’eau (0,25 pt).

b)- Exprimer et calculer la constante de cette réaction. Peut-on dire que

l’ammoniac est une base faible dans l’eau ? (0,75 pt).

c)- La mesure du pH de la solution donne 10,6. Confirme-t-elle le

résultat précédent ? (0,5 pt).

3)- À un volume V de solution S1, on ajoute un même volume V de

solution S2 (1 pt).

 Écrire l’équation de la réaction qui a lieu.

 Calculer sa constante.

 Montrer que l’on peut considérer la réaction comme totale.

 En déduire la valeur du pH de la solution obtenue.

 

 

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