Aurélie 01/02

acide base

acide fort - acide faible

acide sulfamique


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On a 2 flacons A et B. Le pH des solutions (SA) et (SB) vaut 2,0.

On dilue 10 fois ces deux solutions : les pH des solutions diluées valent respectivement pour (S'A) :3 et pour (S'B) :2,6.

  1. Indiquer comment on réalise expérimentalement ces dilutions.
  2. Montrer que l'on a une solution d'acide fort et une solution d'acide faible. Quel flacon contient la solution d'acide fort?
  3. Quelle est la concentration C1 de la solution d'acide fort non diluée ?
  4. Soit C2 la concentration de la solution d'acide faible non diluée : C2 est-elle plus petite ou plus grande que C1 ?
  5. De combien augmente le facteur de dissociation a de l'acide faible lors de la dilution ?
    a = (nombre de mole dissocié A- )/(nombre initial de mole)
  6. Si on admet, en première approximation, que l'acide faible est faiblement dissocié, quelle relation a-t-on entre la constante d'acidité Ka associée à l'acide faible et le facteur de dissociation a ?

 

corrigé

pipette jaugée de 10 mL pour prélever les solutions mères

fiole jaugée de 100 mL + eau distilée

en diluant 10 fois A le pH augmente de 1 : donc A acide fort

A, acide fort non dilué : C1 = 10-pH = 0,01 mol/L.

B acide faible noté AH, constante d'acidité Ka

conservation de l'élément A :

[AH]+[A-]=C2. (1)

solution électriquement neutre : HO- minoritaire à pH=2

[H3O+]=[A-] =0,01 mol/L, repport dans (1)

donc [AH] +0,01 =[AH] + C1 = C2.

C2 est supérieur à C1, [AH] est majoritaire, acide faible peu dissocié.

avant dilution, [A-] =0,01 mol/L (calcul ci-dessus)

le facteur de dissociation est : a = 0,01 / C2.

après dilution la relation d'éléctroneutralité donne : [A-]= 10-2,6 = 2,5 10-3 mol/L

nouveau facteur de dilution : 2,5 10-3 / (0,1 C2 ) = 0,025 / C2

le facteur de dissociation est multiplié par 2,5 lors de cette dilution.

constante d'acidité Ka :

AH +H2O= A- +H3O+ ( équilibre chimique)

AH peut dissocié donc [AH] voisin de C2 et [H3O+]=[A-] (voir ci-dessus)

Ka = [A-][H3O+] /AH] = [A-][H3O+] / C2 =[A-]² /C2= a [H3O+]=a² C2.

Un détartrant pour cafetière contient de l'acide sulfamique de formule brute H2N-SO3H, monoacide fort que l'on pourra noter HA. On se propose de déterminer le degré de pureté en acide sulfamique du détartrant. Pour cela, on introduit, dans un bécher contenant de l'eau distillée, une masse m = 0,26g de détartrant et on suit au pH-mètre l'évolution du pH lors de l'addition d'une solution d'hydroxyde de sodium (soude) de concentration cb = 0,20 mol . L-1. Le volume équivalent est 13 mL soude versé.

  1. La solution de soude, utilisée pour le dosage, a été préparée à partir d'une solution commerciale de concentration c0=1,0 mol .L-1. Décrire les différentes opérations à réaliser pour préparer 500 mL de solution de concentration :Cb= 0,20 mol L-1. On dispose du matériel suivant :
    -pipettes jaugées diverses (5 mL, 10 mL, 20 mL)
    -fioles jaugées diverses (50 mL,100 mL, 500 mL )
    -béchers divers (50 mL, 100 mL, 250 mL)
    -burettes (25 mL)
  2. Ecrire l'équation de la réaction de dosage, sachant que l'acide sulfamique se comporte comme un monoacide que l'on notera HA.
    - Définir l'équivalence de la réaction.
    - Déterminer la quantité d'acide sulfamique contenu dans l'échantillon et la masse correspondante.
    - En déduire, exprimé en pourcentage, le degré de pureté en acide sulfamique du détartrant étudié .

Données : masses molaires atomiques (g/mol) : N=14 ; S=32 ; O=16 ; H=1.

corrigé
facteur de dilution= 5

prélever (pipette ou burette graduée) 100 mL solution mère

fiole jaugée 500 mL + eau distilée jusqu'au trait de jauge.

réaction acide fort base forte donc :

H3O+ + HO- donne 2H2O

équivalence : les quantités de réactifs mis en présence sont dans des proportions stoéchométriques.

avant l'équivalence l'un des réactifs est en excès, après l'équivalence l'autre réactif est en excès.

CaVa= CbVb

0,2 13 10-3 = 2,6 10-3 mol d'acide sulfamique

masse molaire de l'acide sulfamique : 97 g/mol

m = 97 *2,6 10-3 = 0,25 grammes

pureté (%) = 100 *0,25 /0,26 = 97%.

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