Estérification et hydrolyse des esters

Terminale S – Chimie TP 8
Chapitre 8
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Estérification et hydrolyse des esters
Quelques notions sur les esters
a – Réaction d’estérification
La réaction d’estérification met en jeu un alcool et un acide carboxylique. Elle conduit à la formation d’un
ester et d’eau.
Il s’agit d’une réaction lente, limitée et athermique, que l’on a l’habitude de catalyser à l’aide de protons
H+, en chauffant.
b – Nomenclature et propriétés
Les esters sont responsables de l’odeur et du goût de nombreux fruits, fleurs et parfums artificiels. Par
exemple, l’éthanoate de 3-méthylbutyle est utilisé en solution alcoolique pour son parfum de banane.
Le nom des esters comporte deux termes,
 le premier, terminant en –oate ou –ate, désigne la chaîne principale provenant de l’acide
carboxylique ; elle est numérotée à partir du carbone fonctionnel.
 le second, terminant en –yle, est le nom du groupe alkyle provenant de l’alcool. La chaîne y est
numérotée à partir du carbone lié à l’oxygène.
c – Rendement de l’estérification
Le rendement d’une estérification se définit par le rapport
max
f
n ester
n ester
où
f
n ester
est la quantité d’ester obtenue expérimentalement, et
max
n ester
la quantité attendue dans le
cas d’une réaction totale.
1 – Réaction d’estérification entre l’acide éthanoïque et l’éthanol
1.1 – Préparation du mélange réactionnel
Dans un ballon de 250 mL, placer
 20,0 mL d’acide éthanoïque pur (sous hotte aspirante)
 20,0 mL d’éthanol absolu
 1 mL (10 gouttes) d’acide sulfurique concentré
 2 ou 3 morceaux de pierre ponce
R1 C
O
OH +R2 OH R1 C
O
OR2 +H2O
acide carboxylique alcool ester
R1 C
O
OR2
fonction ester
groupe alkyle
issu de l’acide
groupe alkyle
issu de l’acool
CH3CH CH2C
CH3
OCH2CH3
O
3-méthylbutanoate d’éthyle

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1.2 – Réalisation de l’estérification
La réaction est lente, on considère qu’elle ne démarre pas significativement tant que l’on ne chauffe pas. Pour plus de
sécurité, on réalisera toutefois des trempes chimiques.
Remiser (mettre de côté) 5,0 mL du mélange initial par trempe chimique (cf. 1.3).
Adapter sur le ballon un réfrigérant afin de réaliser un montage au reflux.
Chauffer à reflux modéré (thermostat 6) pendant 60 min.
1.3 – Dosage de l’acide restant
Le dosage de l’acide restant sera effectué sur les 5,0 mL du mélange initial.
 Ajouter un peu d’eau distillée (environ 40 mL) afin d’effectuer correctement le dosage.
 Ajouter quelques gouttes de phénolphtaléine.
 Doser avec une solution d’hydroxyde de sodium de concentration C = 2,0 mol.L-1.
 En déduire la quantité totale d’acide présent dans l’état initial contenu dans la prise de 5,0 mL.
Réaliser la même opération de dosage sur 5,0 mL du mélange obtenu après 60 min de chauffage à reflux, trempés
dans 20 mL d’eau distillée froide environ. En déduire la quantité totale d’acide restant après 60 min.
1.4 – Exploitation
équation de la réaction
CH3COOH
+
C2H5OH
=
CH3COOC2H5
+
H2O
état du système
avancement
n(CH3COOH)
n(C2H5OH)
n(CH3COOC2H5)
n(H2O)
état initial
0
état
intermédiaire
x
état final
x  xf
si réaction
totale
x = xmax
1. Pourquoi chauffe-t-on ? Quel est l’intérêt du montage à reflux ?
2. Quel est le rôle de la pierre ponce ?
3. Quelle espèce chimique joue le rôle de catalyseur dans cette expérience ?
4. Quelles sont les espèces réagissant avec la solution titrante lors des deux dosages ?
5. Pourquoi verse-t-on le prélèvement dans l’eau distillée froide ?
6. Calculer l’avancement maximal de cette réaction en utilisant le tableau.
7. En déduire le taux d’avancement final de la réaction d’estérification.
8. La réaction est-elle limitée ?
9. Calculer le rendement de cette réaction.
10. Diverses expériences ont montré que le taux final d’avancement de cette réaction est égal à 0,67 ; la réaction
réalisée a-t-elle atteint son état d’équilibre ?
Données : dacide éthanoïque = 1,04 M = 60 g.mol–1
dethanol = 0,8 M = 46 g.mol–1
dethanoate d’éthyle = 0,9 M = 88 g.mol–1
dacide sulfurique = 1,8 M = 98 g.mol–1
2 – Réaction d’hydrolyse de l’éthanoate d’éthyle
2.1 – Préparation du mélange réactionnel
Dans un ballon de 250 mL, placer
 20,0 mL d’éthanoate d’éthyle pur.
 3,6 mL d’eau distillée.
 1 mL (10 gouttes) d’acide sulfurique pur.
 2 ou 3 morceaux de pierre ponce

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2.2 – Réalisation de l’hydrolyse
La réaction est lente, on considère qu’elle ne démarre pas significativement tant que l’on ne chauffe pas. Pour plus de
sécurité, on réalisera toutefois une trempe chimique préalable au dosage.
Remiser (mettre de côté) 5,0 mL du mélange initial par trempe chimique (cf. 2.3).
Adapter sur le ballon un réfrigérant afin de réaliser un montage au reflux.
Chauffer à reflux modéré (thermostat 6) pendant 60 min.
2.3 – Dosage de l’acide restant
Le dosage de l’acide restant sera effectué sur les 5,0 mL du mélange initial.
 Ajouter un peu d’eau distillée (environ 40 mL) afin d’effectuer correctement le dosage.
 Ajouter quelques gouttes de phénolphtaléine.
 Doser avec une solution d’hydroxyde de sodium de concentration C = 1,0 mol.L-1
 En déduire la quantité totale d’acide présent dans l’état initial contenu dans la prise de 5,0 mL.
Réaliser la même opération de dosage sur 5,0 mL du mélange obtenu après 60 min de chauffage à reflux, trempés
dans 20 mL d’eau froide environ.
2.4 – Exploitation
En suivant la démarche exposée au 2.4, déterminer le rendement de cette réaction et conclure.
équation de la réaction
CH3COOC2H5
+
H2O
=
CH3COOH
+
C2H5OH
état du système
avancement
n(CH3COOC2H5)
n(H2O)
n(CH3COOH)
n(C2H5OH)
état initial
0
état
intermédiaire
x
état final
x  xf
si réaction
totale
x = xmax
3 – Influence de quelques paramètres sur l’équilibre
3.1 – Caractérisation des facteurs
Dans les paragraphes précédents, nous avons montré que estérification et hydrolyse sont des réactions
lentes, athermiques et limitées. Elles conduisent à la même limite si l’on part d’un mélange équimolaire
d’acide et d’alcool ou d’ester et d’eau : elles sont les deux pendants d’un équilibre chimique.
Température et catalyseur (ions H+) sont des facteurs cinétiques qui agissent sur la vitesse de réaction,
mais ils n’ont aucune influence sur la composition du mélange à l’équilibre. En effet, le catalyseur agit de la
même façon sur les deux réactions inverses l’une de l’autre. Quant à la température, elle n’agit pas sur la
composition du mélange à l’équilibre car les deux réactions qui coexistent ici sont athermiques.
Néanmoins il est possible d’accroître le rendement de l’estérification. On peut soit mettre un réactif en excès
(alcool ou acide suivant le prix), soit éliminer un des produits formés (eau ou ester) afin d’empêcher la
réaction inverse d’hydrolyse. On dit que l’on a déplacé l’équilibre.
Exemple : dans le cas de la synthèse du méthanoate d'éthyle (température d'ébullition θeb = 54 °C), on peut
facilement extraire celui-ci du milieu réactionnel par distillation puis condensation. On peut s’entraîner à
faire un schéma du montage à utiliser et à écrire la réaction de l'acide méthanoïque (θeb = 101 °C) sur
l'éthanol (θeb = 79 °C). La réaction d'hydrolyse de l'ester est alors évitée et le rendement se rapproche de 100
%.

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Le rendement de l’estérification dépend peu du choix de l’acide. En revanche il dépend nettement de la
classe de l’alcool (67 % pour un alcool primaire, 60 % pour un alcool secondaire, 5 % pour un alcool
tertiaire).
3.2 – Protocole expérimental
 Dans un becher, préparer un mélange contenant 20 mL d’acide acétique et 20 mL d’éthanol.
 Prélever 5,0 mL de ce mélange dans trois tubes : 1, 2 et 3.
 Dans les tubes 1 et 2, rajouter cinq gouttes (0,5 mL) d’acide sulfurique concentré.
 Placer un grain de pierre ponce dans les tubes 1 et 3. Les placer au bain–marie à 70°C.
 Dans un deuxième bécher, préparer un mélange contenant 20 mL d’éthanol et 30 mL d’acide
acétique ; en prélever 5,0 mL dans le tube 4 et ajouter quelques gouttes d’acide sulfurique concentré,
et de la pierre ponce. Placer au bain–marie.
1
2
3
4
5
condition
expérimentale
témoin
température
catalyse
excès d’acide
classe de l’alcool
Après 30 min, effectuer un dosage des milieux réactionnels 1 à 4 en rinçant les tubes à essai dans
l’erlenmeyer utilisé (trempe chimique). On utilisera une solution titrante de soude à la concentration c = 2,0
mol.L–1.
Déterminer la quantité d’acide restant dans chaque cas. Conclure.
4 – La synthèse d’un arôme alimentaire
Le schéma ci-dessous illustre une synthèse qui peut être facilement mise en œuvre. L'ester formé,
l’éthanoate de 3–méthylbutyle, sert comme arôme alimentaire dont vous devinerez l’odeur...
Dans un ballon, on mélange 8,0 mL de 3-méthylbutan-1-ol (sous la hotte), 10,0 mL d’acide acétique absolu
et quelques gouttes d’acide sulfurique concentré.
densité
temp. ébullition
dans l’eau
acide éthanoïque
1,04
118°C
très soluble
3-méthylbutan-1-ol
0,81
129°C
peu soluble
éthanoate de 3-méthylbutyle
0,87
142°C
très peu soluble
Le mélange est chauffé à reflux pendant une demi heure environ (ne pas oublier la pierre ponce).
→ Faire un schéma du dispositif de chauffage à reflux.
→ Ecrire l’équation de l’estérification.
Après refroidissement, on verse le contenu du ballon (en retenant les grains de pierre ponce) dans un bécher
contenant de l'eau froide salée (solution saturée). Cette phase est appelée relargage.
→ Quel est l’intérêt de cette opération ?
On transvase dans une ampoule à décanter. Lorsque les deux phases sont bien séparées, on évacue toute la
phase aqueuse (contenant l'acide sulfurique et la majeure partie de l'acide éthanoïque restant). La phase
organique contient l'ester, une partie de l'alcool qui n'a pas réagi et un peu d'acide éthanoïque.
→ Identifier les phases supérieure et inférieure : phase organique / phase aqueuse. Faire un schéma.
Cette phase organique est recueillie dans un bécher. Pour éliminer le peu d'acide acétique présent, on ajoute
par petites quantités une solution aqueuse d'hydrogénocarbonate de sodium (Na+(aq) + HCO3–(aq)). Une
vive effervescence se produit, du dioxyde de carbone se dégage.

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→ Ecrire l’équation de la réaction qui se produit.
Les ions éthanoate formés sont plus solubles dans l'eau que dans la phase organique ; ils se retrouvent dans
la phase aqueuse. La phase organique est donc débarrassée des traces d'acide acétique (éthanoïque) qu'elle
contenait encore.
On décante à nouveau dans l'ampoule pour ne conserver que la phase organique. Les traces d'eau sont
ensuite éliminées par du sulfate de magnésium anhydre (déshydratant). On recueille le liquide surnageant
dans un autre erlenmeyer.
On pourrait purifier l'ester obtenu par distillation. On pourrait peser l'ester formé et calculer en mole la
quantité obtenue. Connaissant la quantité de réactif limitant (alcool), on pourrait alors déterminer le
rendement de la synthèse.