Exercice 3 : L’aspirine 6 points.

D’après la fiche santé UPSA – OBERLIN N° 72, distribué par les pharmaciens :

 Le comprimé effervescent, véritable petite usine de transformation,

est fait de composés chimiques qui réagissent

au contact de l’eau et libèrent…

 

On se propose de comprendre ce phénomène d’effervescence.

Le comprimé effervescent contient de l’acide acétylsalicylique ou aspirine et

de l’hydrogénocarbonate de sodium de formule NaHCO3.

L’aspirine est préparée à partir de l’acide salicylique et d’un acide carboxylique.

On donne :

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

pKA du couple faisant intervenir l’acide acétylsalicylique:  pKA = 3,5.

Les formules :

Aspirine ou

Acide acétylsalicylique

Acide salicylique

 

 


I- L’acide acétylsalicylique.

1)- Reproduire la formule de l’aspirine et encadrer les deux groupes ‘’caractéristiques’’

(ou fonctionnels) que l’on nommera.

Dans la suite de l’exercice l’acide acétylsalicylique sera noté AH.

-  Groupes ‘’caractéristiques’’ de l’aspirine :

 

2)- écrire l’équation de la réaction acido-basique de l’acide acétylsalicylique avec l’eau.

 -  Équation de la réaction acido-basique de l’acide acétylsalicylique avec l’eau.

AH (aq)   +   H2O (ℓ)   =   A (aq)   +  H3O +  (aq)

 

3)- Définir la constante d’acidité KA et le pKA du couple faisant intervenir

l’acide acétylsalicylique.

En déduire l’expression du pH d’une solution aqueuse d’acide acétylsalicylique

fonction du pKA et des concentrations des espèces en solution.

-  cette réaction fait intervenir les couples acide / base suivants :

-  AH / A  et   H3O + / H2O

-  La constante d’équilibre associée à cette réaction est appelée constante d’acidité

notée KA.

-  Expression :

-     

-  Constante d’acidité du couple : AH / A  

-   

4)- Le pH est voisin de 1 dans l’estomac et de 8 dans l’intestin.

Sous quelle forme prédominante se trouve ce médicament dans ces deux organes.

Justifier la réponse.

-  Dans l’estomac, le pH = 1, il est inférieur au pKA = 3,5 de l’acide

acétylsalicylique.

-  C’est l’espèce acide AH qui prédomine (acide acétylsalicylique).

-  Dans l’intestin, le pH = 8, il supérieur au pKA = 3,5 de l’acide

acétylsalicylique.

-  C’est l’espèce basique  A qui prédomine (l’ion acétylsalicylate).

II- Le rôle de l’hydrogénocarbonate de sodium.

Ce composé est soluble dans l’eau.

Sa dissolution donne des ions sodium Na+ et

des ions hydrogénocarbonate HCO3.

L’ion hydrogénocarbonate appartient à deux couples acide-base :

Couple 1

Couple 2

HCO3 / CO3 2

(CO2. H2O) / HCO3

pKA1 = 10.3

pKA2 = 6,5

1)- Donner la définition d’une base selon Brönsted.

-  Définition d’une base selon Brönsted ;

-  Espèce chimique capable de capter au moins un proton.

2)- écrire l’équation de la réaction entre l’acide acétylsalicylique et

l’ion hydrogénocarbonate.

-  Équation de la réaction entre l’acide acétylsalicylique :

AH (aq)   +   HCO3 (aq)   =   A (aq)   +  (CO2. H2O) (aq)

3)- Calculer la constante K de l’équation de la réaction.

Que pouvez-vous déduire de cette valeur ?

-  Constante K de l’équation de la réaction :

-     

-  La réaction est fortement déplacée dans le sens de la formation des ions

acétylsalicylate de du dioxyde de carbone.

4)- Sachant qu’une partie du dioxyde de carbone formé passe à l’état gazeux,

quel est le rôle de l’hydrogénocarbonate de sodium ?

-  Le rôle de l’hydrogénocarbonate de sodium est d’obtenir l’ion acétylsalicylate

car l’aspirine est peu soluble dans l’eau.

-  Cela permet de dissoudre l’aspirine dans l’eau et d’obtenir une solution dont

le pH est moins acide.

III- Préparation de l’aspirine.

1)- Comment s’appelle la réaction qui permet d’obtenir de l’aspirine à partir de

l’acide salicylique et d’un acide carboxylique dont on précisera le nom ?

-  La réaction qui permet d’obtenir l’aspirine à partir de l’acide salicylique est une

réaction d’estérification :

 

-  Comme acide carboxylique, on utilise l’acide éthanoïque (acide acétique).

2)- On peut préparer de l’aspirine en utilisant un dérivé de cet acide :

a)- Préciser le nom et la formule de ce dérivé.

-  On peut aussi utiliser un anhydride d’acide : l’anhydride éthanoïque

b)- Quel est l’intérêt de cette méthode ?

- Avec l’acide éthanoïque, on est en présence d’un équilibre chimique, alors

qu’avec l’anhydride éthanoïque, la réaction est totale.

3)- étude quantitative.

À l’issu d’une préparation de l’aspirine, on a obtenu 400 mg de fins cristaux

blancs.

On les dissout dans une fiole jaugée de volume V = 100 mL et on complète avec

de l’eau distillée jusqu’au trait de jauge.

La totalité de la solution obtenue est transvasée dans un bécher avec les eaux

de rinçage de la fiole.

Après ajout d’un indicateur coloré approprié, on effectue son dosage par une

solution aqueuse d’hydroxyde de sodium de concentration CB = 0,100 mol / L.

Il faut verser un volume Veq = 20,0 mL pour obtenir l’équivalence.

a)- écrire l’équation de la réaction qui sert de support au dosage.

Pour simplifier l’écriture, l’acide acétylsalicylique sera noté AH.

-  Équation de la réaction qui sert de support au dosage :

AH (aq)   +   HO   (aq)   →   A   (aq)   +  H2O ()

b)- Calculer la quantité d’aspirine contenue dans la solution.

En déduire la masse d’aspirine contenue dans les cristaux. Conclure.

-  À l’équivalence, la quantité de matière d’ions hydroxyde ajouté est

égale à la quantité de matière d’aspirine initialement présente :

-  n (aspirine) = n (HO )

-  n (aspirine) = CB . Veq

-  n (aspirine) = 0,100 x 20 x 10 – 3

-  n (aspirine) = 2,00 x 10 – 3  mol

-  Masse d’aspirine présente dans la solution :

-  m (aspirine)= n (aspirine) x M (aspirine)  =>  m (aspirine)= 2,00 x 10 – 3 x 180 

-  m (aspirine) = 360 mg

-  m (aspirine) < 400 mg  

-  Les cristaux blancs (400 mg) ne sont pas de l’aspirine pure.