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

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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