Aurélie 12/11/09

 

Hydrolyse d'un ester, extraction du diiode, coefficient de partage ; ammoniac

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On mélange une mole d'éthanoate d'éthyle (CH3CO2C2H5) et une mole d'eau dans un ballon de 250 mL surmonté d'un réfrigérant à reflux. Ce mélange n'a aucun caractère acide.
On donne  la densité de l'éthanoate d'éthyle d = 0,90 et la densité de l'eau deau = 1,0.

Déterminer le volume du liquide qu'il a fallu prélever pour obtenir une mole d'éthanoate d'éthyle.
Mase molaire de l'éthanoate d'éthyle M(C4H8O2) = 4*12+8+2*16 = 88 g/mol
Masse d'une mole : 88 g.
d=0,90 signifie  que " 1 mL  a une masse de 0,9 g".
Volume : 88/0,90 = 97,78  ~ 98 mL.
Déterminer le volume d'eau qu'il a fallu prélever pour obtenir une mole d'eau.
Une mole d'eau a une masse de 18 g.
1 mL d'eau a une masse de 1 g d'où le volume d'eau : 18 mL.

On porte à ébullition pendant un heure le mélange réactionnel apres avoir ajouté quelques grains de pierre ponce. On refroidit le contenu du ballon et on s'aperçoit que ce contenu est acide.
 Expliquer pourquoi et écrire l'éqation associée à la réaction qui a eu lieu.

CH3CO2C2H5 + H2O = CH3CO2H +C2H5 OH
L'hydrolyse de l'ester conduit  à la formation d'acide éthanoïque.

On dose l'acide formé et l'on trouve 0,33 mol (à 0,01 près).

Dresser le tableau d'avancement de cette réaction.


avancement (mol)
CH3CO2C2H5 +H2O (l) = CH3CO2H +C2H5 OH
état initial
0
1
1
0
0
état intermédiaire
x
1-x
1-x
x
x
état final
xf
1- xf
1-xf xf xf
état final 0,33
1-0,33 = 0,67
1-0,33 = 0,67 0,33
0,33



En deduire le quotient de réaction.
Qf = [CH3CO2H] [C2H5 OH] / ([H2O ] [CH3CO2C2H5])
Qf =0,33 x0,33 / (0,67 x 0,67) =0,242 ~0,24.

Dire si cette réaction a atteint son équillibre la constante d'équilibre de cette réaction etant K=0,243.
Le quotient final est égal à la constante d'équilibre : l'équilibre est donc atteint.

Déterminer le taux d'avancement final t de cette réaction d'hydrolyse.
t = xfin / xmax = 0,33 / 1 = 0,33.

Avec d'autres conditions initiales aurait on trouver la même valeur pour ce taux ?
Ce taux  dépend des conditions initiales :
 Si on travaille avec un excès de l'un des réactifs ( on conservant 1 mole pour l'autre), l'équilibre est déplacé vers la droite ; xmax reste inchangé, xf augmente.




 

 


Réduction du diiode.
On verse dans une ampoule à décanter 100 mL de solution de diode ( I2) de concentration c = 1,0  10-3 mol/L et 10 mL de tétrachlorométhane (CCl4) .
On agite pendant  quelques minutes puis on laisse reposer. L'iode se répartir entre les 2 phases ; on dose V =20 mL de cette solution par du thiosulfate de sodium de concentration
c0 = 1,0  10-3 mol/L
Il en faut VE = 4,4 mL pour atteindre l'équivalence.

Couples en presence : I2 / I-   et  S406 2-
S203 2- ;
Ecrire les demi-équations, puis l'équation, sachant que le diode est un oxydant plus fort que
S406 2-.
Réduction du diode :
I2 + 2e- =2 I;
Oxydation de l'ion thiosulfate :
2 S203 2-  = S406 2- +2e-  ;
Addition :  
I2 + 2e- + 2 S203 2- = 2 I+ S406 2- +2e-  ;
Simplifier :
I2 + 2 S203 2- = 2 I+ S406 2- .

A partir du résultat du dosage, en déduire la concentration en diiode de la phase aqueuse.
D'après les nombres stoechiométriques, à l'équivalence :  n(
S203 2-) = 2n(I2 )  ; n(I2 ) = ½n(S203 2-)
 
n(I2 ) = c V  ; n(S203 2-) = c0 VE ; c = ½ c0 VE / V = 0,5 * 1,0  10-3 *4,4 / 20 = 1,1 10-4 mol/L.
 
En déduire la quantité de matière de diiode passée de l'eau dans le tétrachlorométhane ainsi que celle restée dans l'eau.
V =100 mL = 0,10 L de solution de diiode contenait initialement : n = cV = 0,1*
1,0  10-3 = 1,0  10-4 mol de diiode.
V =100 mL = 0,10 L de solution aqueuse de diiode contenait finalement : n = c' V = 0,1* 1,1  10-4 = 1,1  10-5 mol de diiode.
Il y a donc donc dans
CCl4 : 1,0  10-4 -1,1  10-5 =8,9  10-5 mol de diiode.
 
Calculer la concentration du diiode dans le tétrachlorométhane à la fin de l'extraction ?
quantité de matière (mol) / Volume  (L) = 8,9 10-5 / 10 10-3 =
8,9  10-3 mol / L.

Quelle est, dans ces conditions, la constante d'équilibre de la réaction I2 (H2O) = I2 ( CCI4 )
K = [
I2 ( CCI4 )] / [I2 (H2O)] =8,9 10-3 / 1,1 10-4 =80,9 ~ 81.

On verse dans une ampoule à décanter 100 mLde solution de diode dans l'eau (concentration 1,0 10-3 mol/L) et 10 mL de tétrachlorométhane. On agite 5 min et on laisse reposer. On élimine la phase organique et on rajoute 10 mL de tétrachlorométhane. On procéde à une 2ème extraction.
En utilisant la constante d'équilibre trouvée à la question précédente, trouver la quantité de matière de diiode passée dans le tétrachlorométhane au cours de cette 2ème opération.
Avant la seconde extraction, quantité de matière de diiode dans l'eau : 1,1 10-5 mol.
Conservation du diiode :
1,1 10-5  = 0,01 [I2 ( CCI4 )] +0,1 [I2 (H2O)]
[I2 ( CCI4 )] / [I2 (H2O)] =80,9 soit [I2 (H2O)] = [I2 ( CCI4 )] / 80,9 =0,0124 [I2 ( CCI4 )]
Par suite :
1,1 10-5  = 0,01 [I2 ( CCI4 )] +0,1 *0,0124 [I2 ( CCI4 )]
1,1 10-5  = 0,01124 [I2 ( CCI4 )] ; [I2 ( CCI4 )] =9,79 10-4 mol/L
soit 0,010*
9,79 10-4 = 9,79 10-6 mol dans 10 mL.

Calculer n(I2
) quantité totale de diode extraite au cours de ces deux opérations.
8,9 10-5 +9,79 10-6 =9,88 10-5 ~9,9 10-5 mol.
 
On reprend 100,0 mL de solution de diode dans l'eau
(concentration 1,0 10-3 mol/L) et on ajoute 20,0 mL de tétrachlorométhane. On agite longuement on laisse decanter. 
Déterminer  la quantitér de matière de diode,notée n'
(I2), extraite par cette opération.
1,0 10-4  = 0,02 [I2 ( CCI4 )] +0,1 [I2 (H2O)]
[I2 ( CCI4 )] / [I2 (H2O)] =80,9 soit [I2 (H2O)] = [I2 ( CCI4 )] / 80,9 =0,0124 [I2 ( CCI4 )]
Par suite :
1,0 10-4  = 0,02 [I2 ( CCI4 )] +0,1 *0,0124 [I2 ( CCI4 )]
1,0 10-4  = 0,02124 [I2 ( CCI4 )] ; [I2 ( CCI4 )] =4,71 10-3 mol/L
soit 0,020*
4,71 10-3 = 9,4 10-5 mol dans 20 mL.
 
Il vaut mieux extraire en utillisant deux fois 10,0 mL de tétrachlorométhane plutôt qu'une seule fois 20 mL 





 




L'ammoniac NH3 est un gaz très soluble dans l'eau. Dans la solution aqueuse a lieu la réaction :
 
NH3 + H2O = NH4+ + HO-.
 
L'ammoniac en solution correspond il a un acide ou a une base ? Justifier.
Les deux couples acide / base  mis en jeu sont : NH4+ / NH3 et  H2O /HO-.
La réaction acide base se déroule entre l'acide H2O de l'un des couple et la base NH3 de l'autre couple.
 
On étudie à 25°C une solution dont la concentration en  NH3 initiale est ci = 0,10 mol.L-1 et la concentration à l'équilibre est ceq=9,9.10-2 mol L-1 .
Le pH de la solution est de 11,2.
 
Montrer que la concentration en ion oxonium de la solution est négligable devant celle des autres ions de la solution.
  [H3O+] = 10-pH = 10-11,2 = 6,3 10-12 mol/L.
Le produit ionique de l'eau conduit à : [HO-] = 10-14 /   [H3O+] = 10-14 / 6,3 10-12 =1,6 10-3 mol/L.
D'après les nombres stoechiométriques de l'équation ci-dessus : [NH4+]éq =[HO-]éq =1,6 10-3 mol/L.

Calculer la conducivité, à l'équilibre, de cette solution.
lH3O+ = 35 10-3 S m2 mol-1 ; lHO- = 19,8 10-3 S m2 mol-1 ; lNH4+ = 7,35 10-3 S m2 mol-1 ;
Conductivité s = lH3O+ [H3O+]  + lHO-[HO-]  +lNH4+[NH4+]éq ;
[H3O+] = 6,3 10-9 mol m-3 ; [HO-] =1,6 mol m-3 ; [NH4+]éq = 1,6 mol m-3 ;
s =  35 10-3 * 6,3 10-9 +19,8 10-3 *1,6 +7,35 10-3 *1,6 =4,34 10-2 ~4,3 10-2 S m-1.
Quelle valeur de la conductance G doit on lire sur le conductimètre si la constante de le cellule utilisé est k=1,0.10-2 m ?
G = k s =1,0 10-2 * 4,34 10-2 ~4,3 10-4 S.
 
Déterminer la constate d'équilibre de la réaction de l'ammoniac sur l'eau.
K = [NH4+]éq [HO-]éq / [NH3]éq ;
K = 1,6 10-3 * 1,6 10-3 / 9,9.10-2 =2,6 10-5.




 

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