L'ammoniac, dosage de l'acide acétique : concours technicien chimiste Strasbourg 2011.

. L'ammoniac : On dispose d'une solution d'ammoniaque aqueuse à 28 % ( on dissout du gaz ammoniac dans l'eau ) : on obtient une solution (S) de densité d = 0,9 à 25°C. Pourquoi dissout-on le gaz dans l'eau ? Ce gaz est très soluble dans l'eau : NH3(g) + H2O(l) = NH4+aq + HO-aq. Calculer la molarité de cette solution. Masse de 1 L de cette solution : 0,9 kg ou 900 g. Masse d'ammoniac : m = 900*0,28 =252 g Molarité : m / MNH3 = 252/17 =14,82 ~15 mol/L. Décrire le protocole ainsi que les consignes de sécurité à mettre en oeuvre pour préparer 1 L de solution 0,1 M à partir de (S). La solution commerciale (S) étant corrosive, toxique et dangereuse pour l'environnement : port de blouse, gants et lunette de protection ; aucun rejet à l'évier. Facteur de dilution f = c0 / c =14,82 / 0,1 = 148,2 . Volume à prélever : 1000 / 148,2 ~6,75 mL Prélever 6,8 mL de solution mère à l'aide d'une pipette graduée ou d'une burette graduée ; verser dans une fiole jaugée de 1 L contenant inittialement 1/3  d'eau distillée. Compléter jusqu'au trait de jauge avec de l'eau distillée. Boucher et agiter pour rendre homogène. Que devez-vous faire en cas de projection sur la peau ou dans les yeux ? Rincer à grande eau. Ecrire l'équation de la réaction de l'ammoniac sur l'eau. Préciser qulitativement la force de cet acide / base. NH3(g) + H2O(l) = NH4+aq + HO-aq. pKa ( NH4+/NH3 ) = 9,24 à 25°C. L'ion ammonium est un acide faible ; l'ammoniac est une bae faible dans l'eau. Déterminer une relation simple entre les concentrations molaires des ions ammonium et hydroxyde.  La solution contient les ions : NH4+aq, HO-aq et H3O+aq. La solution étantt basique, H3O+aq est négligeable devant les autres ions. La solution étant électriquement neutre : [NH4+aq]=[HO-aq]. Donner l'expression de la conductivité s de la solution. s = lNH4+[NH4+aq] +lHO-[HO-aq] = ( lNH4++ lHO-) [NH4+aq]. On donne à 25°C : s = 10,9 10-3 S m-1  ;  lNH4+=7,4 10-3 S m2 mol-1 ;  lHO-= 19,8 10-3 S m2 mol-1. Calculer [HO-aq] et [NH4+aq] [HO-aq] =[NH4+aq] = s /( lNH4++ lHO-)= 10,9 10-3 / ( 7,4 10-3 + 19,8 10-3) = 0,400 mol m-3 = 4,0 10-4 mol/L. Calculer [H3O+] et [NH3]. On donne  la concentration en soluté apporté c = 0,010 mol/L. [H3O+]  = 10-14 / [HO-aq] = 10-14 / 4,0 10-4  =2,5 10-11 mol/L. Conservatio de l'élément azote : [NH3aq] + [NH4+aq] = c ; [NH3aq] = 0,010 -4,0 10-4 = 9,6 10-3 mol/L. Donner l'expression de la constante d'acidité du couple ion ammonium / ammoniac ; en déduire sa valeur  et comparer à la valeur donnée. Ka = [H3O+aq] [NH3aq] /[NH4+aq]  =2,5 10-11 * 9,6 10-3 / 4,0 10-4 = 6,0 10-10. pKa = - log (6,0 10-10) =9,22, en accord avec la valeur donnée. Ecart relatif : (9,24-9,22)*100 / 9,23 ~0,2 %.  Dosage de l'acide éthanoïque ( acétique ). Dans un volume VA = 20 mL de solution d'acide acétique de concentration cA = 0,01 mol/L et de pKa = 4,8, on verse progressivement une solution de soude de concentration cB = 0,02 mol/L. On donne les variations du pH en fonction du volume. vB (mL) 0 4 6 9 9,6 9,8 10 10,2 10,4 10,6 11 14 16 20 pH 3,4 4,6 5 5,8 6,2 6,5 8,3 10,1 10,4 10,6 10,8 11,4 11,5 11,8 Tracer la courbe pH = f(VB).  Ecrire les la relation entre les concentrations et les volumes des réactifs à l'équivalence. En déduire le volume VBE de soude versé à l'équivalence. VACA=CBVBE ;  VBE = VACA/ CB = 20 *0,01 / 0,02 = 10 mL. Déterminer graphiquement le pH  du point équivalent E. Justifier la méthode utilisée. La méthode des tangentes permet de déterminer les coordonnées du point équivalent. Vérifier que pour le volume àla demi-équivalence on a bien l'égalité pH = pKa. ( voir graphe ). Proposer des indicateurs colorés permettant de réaliser ce dosage. Le pH du point équivalent doit appartenir à la zone de virage de l'indicateur coloré. Phénolphtaléïne [8,0 ; 10 ] ; rouge de crésol [ 7,0 ; 9,0 ]. Calculer le pH d'une solution tampon contenant [CH3COOH]= 0,5 mol.L-1 et [CH3COO-] = 0,7 mol.L-1. On donne le pKa du couple (CH3COOH/CH3COO-) = 4,75. pH = pKa + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) = 4,75 + log(0,7 / 0,5)= 4,90. Que devient le pH de 1 L de cette solution si on y ajoute 10 mL de HCl à 0,1 mol.L-1 ? n(H3O+)ajouté = 10 10-3 *0,1 = 10-3 mol. CH3COO- + H3O+ = H2O +CH3COOH totale. 10-3 mol CH3COO- disparaît et il se forme 10-3 mol de CH3COOH. [CH3COO-] =( 0,7 -10-3 ) / 1,01 ~ 0,692 mol/L ; [CH3COOH]=(0,5 +10-3) / 1,01 = 0,505 mol/L. pH = pKa + log ([CH3COO-] / [CH3COOH]) = 4,75 + log(0,692 / 0,505)= 4,887 ~4,89. Que vaudrait le pH de 1 L d'eau pure à laquelle on ajoute 10 mL de HCl à 0,1 mol.L-1 ? pH =- log [H3O+] =-log(( 0,1 *10*10-3) / 1,01)= 3,0.

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