Aurélie 10/03/08
 

 

acide chlorhydrique ; ammoniaque ; cinétique chimique ; chimie organique concours contröleur répression des fraudes 2006

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Préparation d'une solution d'acide chlorhydrique.

On désire préparer une solution d'acide chlorhydrique de concentration " exacte " 0,1200 mol.L-1 à partir de la solution commerciale .

Calculer la concentration C0 de la solution commerciale.

Données : % massique 37 % ; densité d=1,19 ; M=36,46 g/mol.

Masse de 1 L de solution commerciale : 1,19 kg = 1190 g

Masse d'acide pur : m=1190*0,37 = 440,3 g

Quantité de matière n = m/M =440,3 / 36,46 = 12,076 mol dans 1 L ( réponse c0 = 12 mol/L)

Calculer le volume V0 de solution commerciale à prélever pour préparer un volume V = 200 mL de solution de concentration C= 0,120 mol.L-1 . On obtient la solution S

Facteur de dilution : F = c0/C =12,076 / 0,120 = 100,63

Volume prélevé = volume V / F = 200/100,63 =1,987 mL ( réponse : V0 = 1,99 mL )

Étalonnage de la solution S.

On réalise l'étalonnage de la solution préparée à l'aide de la substance étalon : hydrogénocarbonate de potassium par pesée simple en présence de bleu de bromophénol

Écrire l'équation du dosage et calculer sa constante.

Données : CO2,H2O / HCO3- pKa = 6,4. M(KHCO3) =M= 100,11 g/mol.

H3O+ + HCO3- = CO2 dissout + 2H2O ; K = [CO2,H2O] / ([H3O+ ][HCO3- ])

Or CO2,H2O + H2O = HCO3- + H3O+ ; Ka = [H3O+ ][HCO3- ] /[CO2,H2O]

K = 1/Ka = 106,4 = 2,5 106.

Donner l'expression littérale de la concentration C en fonction de m : masse à peser, M, et Ve volume équivalent.

Quantité de matière d'ion HCO3- : m/M

Quantité de matière d'acide chlorhydrique à l'équivalence : C Ve.

A l'équivalence m/M= C Ve ; C = m/(MVe).

Calculer la masse à peser pour avoir un volume équivalent Ve environ égale à 15 mL.

m = C VeM = 0,120*15 10-3*100,11 = 0,18 g.

Quelle est la nature de la solution à l'équivalence ; Calculer son pH ; justifier le choix de l'indicateur coloré utilisé.

Indicateur coloré

Zone de virage

Couleur

Bleu de bromophénol

2,8 - 4,6

Jaune - bleu

Rouge de méthyle

4,2 - 6,8

Rouge - jaune

Bleu de bromothymol

6,0 - 7,6

Jaune - bleu

Phenol phtaleine

8,3 - 10,0

Incolore - rose

Solution aqueuse de chlorure de potassium + CO2 dissout.


avancement volumique (mol/L)
CO2 dissoutH2O
+H2O
=HCO3-
+ H3O+
initial
0
C=0,12
solvant en large excès
0
0
équivalence
X
0,12 -X
X
X
Ka = X2/(0,12 -X) = 4 10-7 ;

4 10-7(0,12 -X) = X2 ; X2+4 10-7 X-4,8 10-8=0 ; X = 2,19 10-4 mol/L

pH = - log (2,19 10-4) =3,7.

La zone de virage de l'indicateur coloré doit contenir le pH à l'équivalence : le bleu de bromophénol convient.

 


On réalise deux essais ; les résultats expérimentaux sont les suivants :

Masse pesée (g)

Volume équivalent obtenu (mL)

m1 = 0,1755

V1= 14,55

m2 = 0,1932

V2= 15,90

Calculer les deux concentrations C1 et C2 obtenues.

C1 =m1 /(V1M)= 0,1755 /(100,11*14,55 10-3)=0,1205 mol/L.(0,120486)

C2 =m2 /(V2M)= 0,1932 /(100,11*15,90 10-3)=0,1214 mol/L. (0,121376)

La précision demandée est de 0,6%. Les résultats sont-ils concordants ? justifier la réponse.

(C2-C1)/0,120 = 7,4 10-3 (0,74 %). Résultats non concordants.

 


Étude d'une solution d'ammoniaque.

On fabrique une solution d'ammoniaque A par dissolution de n moles de gaz ammoniaque NH3 dans 1 L d'eau. La concentration molaire des ions OH- est égale à 2,0 10-3 mol.L-1. NH4+/NH3 : pKa = 9,2.

Écrire l'équation de réaction de l'ammoniac sur l'eau.

NH3 +H2O = NH4++HO-. K = [NH4+][HO-] / [NH3]

or NH4++H2O =NH3 +H3O+ Ka = [NH3][H3O+] / [NH4+]

K = [HO-][H3O+] /Ka =10-14/10-9,2 = 10-4,8 = 1,6 10-5.

Calculer le pH de la solution A.

[H3O+] = 10-14 / 2,0 10-3 = 5 10-12 mol/L ; pH = -log(5 10-12) = 11,3.

Calculer la concentration Ca de la solution A


avancement volumique (mol/L)
NH3
+H2O
= NH4+
+HO-
initial
0
Ca
solvant en large excès
0
0
équilibre
X
Ca -X
X =2,0 10-3
X=2,0 10-3
1,6 10-5 =X2/(Ca-X) ; 4,0 10-6 =1,6 10-5(Ca-2 10-3) ; Ca-2 10-3=0,25 ;
Ca =0,25 mol/L.

Un volume E =10 cm3 de la solution A est dosée par la solution S préparée précédemment.

Écrire l'équation de réaction du dosage.

NH3 + H3O+ =NH4++H2O ; K = [NH4+] / ([NH3][H3O+])

Ka = [NH3][H3O+] / [NH4+] ; K =1/Ka = 109,2 =1,6 109.

Donner la relation à l'équivalence.

E Ca = Véq C

Calculer le volume équivalent obtenu Véq.

Véq = E Ca /C = 10*0,25 /0,120 =20,8 mL.

Quel est l'indicateur coloré à utiliser ; justifier votre réponse.


avancement (mol)
NH4+
+H2O
=H3O+
+NH3
initial
0
CVéq=2,5 10-3
solvant en large excès
0
0
équivalence
X
2,5 10-3 -X
X
X
volume de la solution à l'équivalence V = 0,0308 L

[NH4+] = (2,5 10-3 -X)/V ; [H3O+]=[NH3] =X/V

Ka = X2 /((0,25-X)V)= 6,3 10-10 ;

6,3 10-10*0,0308*(2,5 10-3-X) = X2 ; X2+1,94 10-11X-4,85 10-14=0 ; X = 2,2 10-7.

[H3O+] = 2,2 10-7 /0,0308 =7,15 10-6 mol/L

pH =- log (7,15 10-6) =5,1.

La zone de virage de l'indicateur coloré doit contenir le pH à l'équivalence : le rouge de méthyle convient. 

 





Cinétique.

On étudie la cinétique de la réaction suivante :

 BrO3- + H+ +5 Br- = 3 Br2 + 3H2O

On réalise l'expérience en présence d'un grand excès d'ions H+ et Br- pour pouvoir négliger la variation de leur concentration .

 On mesure la concentration en BrO3- en fonction du temps ; les résultats obtenus sont les suivants :

 
t(s)
0
100
200
500
1000
[BrO3- ] mol/L
10,00 10-4
9,61 10-4
9,24 10-4
8,20 10-4
6,73 10-4

Établir dans le cas d'une réaction d'ordre 1, la relation entre la concentration d'un réactif et le temps t.

vitesse de la réaction -d[BrO3-]/dt = k[BrO3-]

d[BrO3-]/ [BrO3-] = -kdt ; d ln[BrO3-] = -kdt ; intégrer entre 0 et t:

ln [BrO3-]- ln [BrO3-]0 = -kt ; ln ([BrO3-]0 / [BrO3-] ) = kt.

Montrer que la réaction est d'ordre 1 par rapport à [BrO3- ].

t(s)
0
100
200
500
1000
[BrO3- ] mol/L
10,00 10-4
9,61 10-4
9,24 10-4
8,20 10-4
6,73 10-4
[BrO3-]0 / [BrO3-]
1
1,040
1,082
1,2195
1,486
ln ([BrO3-]0 / [BrO3-] )
0
3,92 10-2
7,88 10-2
0,198
0,396
k =ln ([BrO3-]0 / [BrO3-] ) / t (s-1)
xxxxxxxxxxxxxxx
3,92 10-4
3,94 10-4
3,94 10-4
3,96 10-4

Déterminer la constante de vitesse. k = 3,94 10-4 s-1.

Déterminer le temps de demi réaction

à t = t½, [BrO3-]=0,5 [BrO3-]0 ; ln ([BrO3-]0 / [BrO3-] ) = ln 2 = k t½ ; t½= ln2 / k= 0,693 / 3,94 10-4 = 1,76 103 s.

 




On désire réaliser la synthèse de l'éthanoate de 3-méthyl butyle (E) qui est utilisé comme arôme de poire dans certains sirops.

Pour préparer (E) au laboratoire on fait réagir, à ébullition pendant une heure et en présence d'acide sulfurique, une masse m 1 = 53 g d'acide éthanoïque (A) et une masse m 2 =

33 g de 3-méthyl butan-1-ol (B) 

Nom
Masse molaire (g.mol -1 )
Masse volumique(kg.m-3 )
Ethanoate de 3- méthyle butyle
130
870
Acide éthanoïque
60

3- méthyl butan - 1 ol
88

Écrire l'équation de la réaction.

Indiquer quels sont les groupements fonctionnels présents dans les molécules A, B et E.

Quelles sont les caractéristiques de cette réaction ?

Lente, athermique, limitée par l'hydrolyse de l'ester.

Quel est le rôle de l'acide sulfurique ? Catalyseur.

Après purification on recueille un volume v = 36 cm3 de E.

Quelle est la masse mE obtenue ?

1 mL d'ester a une masse de 0,87 g : mE = 36*0,87 =31,3 g.

On désire rendre la réaction totale. Donner une méthode pour y parvenir.

Remplacer l'acide éthanoïque par le chlorure d'éthanoyle ou l'anhydride éthanoïque.

Quelle serait la masse m'E obtenue si la transformation était totale

 n(acide éthanoïque) =53/60 = 0,883 mol ; n(alcool) = 33/88 =0,375 mol, alcool en défaut.

On peut obtenir au mieux 0,375 mol d'ester soit une masse de : 0,375*130=48,7 g.





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