Exercice 1 : Dosage du dioxyde de soufre dans le vin

Origine des noms triviaux des acides
Les noms triviaux des acides ont très souvent comme racine le nom latin ou grec de l'animal, la
plante ou la substance où ces acides se rencontrent en abondance ou ont été trouvés pour la
première fois. En voici quelques exemples:
Formule
Nom
Origine du nom
HCOOH
Acide formique
Du latin formica «fourmi»
CH3-COOH
Acide acétique
Du latin acetum «vinaigre»
CH3-CH2-COOH
Acide propionique
CH3-(CH2)2-COOH
Acide butyrique
Du grec prôtos «premier» et piôn
«gras»
Du latin butyrum «beurre»
CH3-(CH2)4-COOH
Acide caproïque
Du latin caper «chèvre»
CH3-(CH2)14-COOH
Acide palmitique
Du latin palmus «palme»
CH3-(CH2)7-CH=CH-(CH2)7- Acide oléique
COOH
CH3-(CH2)4-(CH=CH-(CH2)2 Acide linoléique
-(CH2)6COOH
CO2H-COOH
Acide oxalique
Du latin oleum «huile»
Du latin linum «lin»
Du grec oxalis «oseille»
Détartrant pour cafetière électrique
Acide tartrique – détartrant de cafetière
C4O6H6
HOOC ─ (CHOH)2 COOH
conservateur organique
CaCO3 + 2H3O+ ⇄ CO2 + Ca2+ + 3H2O
HOOC CH CH COOH
|
|
OH OH
acide 1,4-butane-dioïque diol-2,3
1,4-diaïque 2,3-diol butane
Acide sulfamique
H2N  SO3H
L’acide sulfamique est utilisé comme détartrant de cafetière électrique.
L’acide sulfamique est un acide fort, symbolisé par la formule AH.
On pourra effectuer ce dosage avec une solution de détartrant n’ayant jamais
été utilisée, puis avec une solution ayant déjà été utilisée une ou plusieurs fois
pour nettoyer une cafetière.
Selon Arrhenius : un acide libère des protons
Selon Brönsted : acide dans l’eau
Selon Lewis : un acide est un accepteur d’électrons
Autoprotolyse de l’eau : H2O + H2O = H3O+ + HOKe= 10-14
pKe= 14
pH= - log [H3O+]
acide fort : pH= - log [AH]
acide faible : pH= ½ (pKa – log [H30+])
base forte : pH = pKe + log [A-]
base faible : pH= ½ (pKe + pKa + log [A-])
solution mixte : pH= pKa - log [AH] + log [A-]
acides forts : HCl et H2SO4
base forte : NaOH
Acides aminés (amphotères) :
Acide aminé : COOH _ NH2
/
CH
Acide aminé dans l’eau : COO- _ NH3+
/
CH
Forme acide : COO- _ NH2
/
CH
Forme basique : COOH _ NH3+
/
CH
pH d’un n-acide : pH= pK1 + pK2 + … + pKn
2
Pour obtenir une solution tampon il faut mélanger un acide fort et une base faible conjugués ou inversement.
Le pH d’une solution tampon ne varie pas quand on ajoute de l’acide ou de la base.
Oxydant : capte électrons
Réducteur : cède électrons
Ox + n e- = Red
Le nombre d’oxydations indique, pour un élément engagé dans une combinaison chimique, le nombre d’éléments
gagnés (ou perdus) par rapport à son état fondamental.
- Le nombre d’oxydations d’un élément à son état fondamental est nul. (ex : K)
- Le nombre d’oxydations de chaque atome d’une molécule polyatomique homonucléaire est nul. (ex : H2)
- Le nombre d’oxydations global d’une espèce hétéro-polyatomique est égal à la somme des états
d’oxydation des éléments qui la composent.
- Le nombre d’oxydations global d’une espèce hétéro-polyatomique est égal à sa charge (il est donc nul pour
une molécule). (ex : H20)
- On attribue à l’élément le plus électronégatif une charge négative fictive.
Valeurs à connaître :
H : +1
K : +1
Na : +1
Cl : -1
Oxydant et Réducteur ne sont pas toujours donnés dans le bon ordre, on doit trouver avec les demi-équations.
ADN et ARN sont des macro-molécules et des acides nucléiques qui aboutissent à des protéines.
Les nucléotides sont composés de 3 éléments : base azotée, pentose, acide phosphorique.
Base azotée + pentose = nucléoside
Nucléoside + acide phosphorique = nucléotide
Nucléotide + Nucléotide + … + Nucléotide = ADN ou ARN
Il y a 5 bases azotées : Adénine, Guanine, Thymine, Cytosine, Uracile
2 types de bases azotées :
- pyrimidiques (U,T,C) qui ont en commun le noyau pyrimidique
Uracile : 2 – 4 - dihydroxypyrimidine
Thymine : 2 – 4 – dihydroxy – 5 - méthylpyrimidine
Cytosine : 2 – hydroxy – 4 - aminopyrimidine
- puriques (A,G) qui ont en commun le noyau purique
Adénine : 6 - aminopurine
Guanine : 6 – hydroxy - 2 – aminopurine
Deux pentoses différents : désoxyribose pour l’ADN et ribose pour l’ARN.
L’acide phosphorique (phosphate H3PO4) comporte 3 fonctions acides dont 2 esterifiées et 1 libre.
Les différents éléments sont reliés entre eux :
- liaison ose-base (entre pentose et base azotée) qui est une liaison N-glycosidique formée par élimination
d’une molécule d’eau
- liaison acide phosphorique (entre pentose et phosphate) qui est une liaison ester formée par élimination
d’une molécule d’eau
- liaison phospho-diester (entre nucléotides) qui est une liaison covalente formée par élimination d’une
molécule d’eau
Propriétés des acides nucléiques :
- mêmes propriétés que les acides
- les bases sont basiques et hydrophobes (c’est-à-dire peu solubles dans l’eau)
- les bases absorbent dans les ultraviolets (environ 260 nm) ; effet hyperchrome (augmentation de
l’absorbance lors de la dénaturation de l’ADN)
- les acides nucléiques sont polaires (donc solubles dans l’eau)
- l’ADN peut être dénaturé de manière chimique (en ajoutant de l’acide qui casse les liaisons) ou
enzymatique (en ajoutant des nucléases).
Il existe les endonucléases, les exonucléases, les désoxyribonucléases et les ribonucléases.
Les bases s’assemblent par complémentarité par une liaison non- covalente (liaison hydrogène) :
Entre A et T et A et U il y a une double liaison.
Entre C et G il y a une triple liaison.
L’ADN est une molécule double brin enforme d’hélice.
L’ARN est, le plus souvent, une molécule simple brin.
EXERCICE DOSAGE ACIDE/BASE
On dose 10 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue par une solution d’hydroxyde de
sodium de concentration 1,0.10-1 mol.L-1. On ajoute à l’acide quelques gouttes de BBT.
On trouve un volume équivalent Veq = 15mL
1- Précisez la nature de la solution titrante, de la solution à doser, le volume de solution dosée.
2- Faire un schéma du montage.
3- Quel est l’intérêt d’ajouter du BBT à l’acide ?
4- Ecrivez l’équation-bilan de la réaction de dosage. Montrez qu’il s’agit d’une réaction acido-basique. Donner ses
caractéristiques.
5- Ecrivez la relation entre quantités de réactifs à l’équivalence ; en déduire la relation permettant de calculer la
concentration de la solution inconnue.
6- Calculez cette concentration.
EXERCICE DOSAGE ACIDE/BASE
On dose 10 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue par une solution d’hydroxyde de
sodium de concentration 1,0.10-1 mol.L-1. On ajoute à l’acide quelques gouttes de BBT.
On trouve un volume équivalent Veq = 15mL
1- Précisez la nature de la solution titrante, de la solution à doser, le volume de solution dosée.
2- Faire un schéma du montage.
3- Quel est l’intérêt d’ajouter du BBT à l’acide ?
4- Ecrivez l’équation-bilan de la réaction de dosage. Montrez qu’il s’agit d’une réaction acido-basique. Donner ses
caractéristiques.
5- Ecrivez la relation entre quantités de réactifs à l’équivalence ; en déduire la relation permettant de calculer la
concentration de la solution inconnue.
6- Calculez cette concentration.
EXERCICE DOSAGE ACIDE/BASE
On dose 10 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue par une solution d’hydroxyde de
sodium de concentration 1,0.10-1 mol.L-1. On ajoute à l’acide quelques gouttes de BBT.
On trouve un volume équivalent Veq = 15mL
1- Précisez la nature de la solution titrante, de la solution à doser, le volume de solution dosée.
2- Faire un schéma du montage.
3- Quel est l’intérêt d’ajouter du BBT à l’acide ?
4- Ecrivez l’équation-bilan de la réaction de dosage. Montrez qu’il s’agit d’une réaction acido-basique. Donner ses
caractéristiques.
5- Ecrivez la relation entre quantités de réactifs à l’équivalence ; en déduire la relation permettant de calculer la
concentration de la solution inconnue.
6- Calculez cette concentration.
EXERCICE DOSAGE ACIDE/BASE
On dose 10 mL de solution d’acide chlorhydrique de concentration inconnue par une solution d’hydroxyde de
sodium de concentration 1,0.10-1 mol.L-1. On ajoute à l’acide quelques gouttes de BBT.
On trouve un volume équivalent Veq = 15mL
1- Précisez la nature de la solution titrante, de la solution à doser, le volume de solution dosée.
2- Faire un schéma du montage.
3- Quel est l’intérêt d’ajouter du BBT à l’acide ?
4- Ecrivez l’équation-bilan de la réaction de dosage. Montrez qu’il s’agit d’une réaction acido-basique. Donner ses
caractéristiques.
5- Ecrivez la relation entre quantités de réactifs à l’équivalence ; en déduire la relation permettant de calculer la
concentration de la solution inconnue.
6- Calculez cette concentration.
CORRECTIONS EXERCICES SUR LES DOSAGES
Exercice 1 : Dosage du dioxyde de soufre dans le vin
1)
Solution de I2
C1 = 7,8.10-3mol/L
Veq = 6,10 mL
2) Le diiode de couleur violet se transforme en Iincolore. On repère donc l’équivalence par ce
changement de couleur.
Vin
C2 = ?
V2 = 25 mL
3) SO2 + 2H2O = SO42- + 2é + 4H+
I2 + 2é = 2 I.
SO2 + 2H2O + I2  SO42- + 4H+ + 2I4)
SO2
I2
EI
nSO2 = C2V2
nI2 = C1Veq
EF = équiv
C2V2 – xmax = 0
C1Veq – xmax = 0
Xmax = C2V2 = C1Veq
nSO2 = nI2 = C1Veq = 7,8.10-3 x 6,10.10-3 = 4,76.10-5 mol.
5) C2 = nSO2/V2 = 4,76.10-5/25.10-3 = 1,9.10-3mol/L
Cm2 = m(SO2) /V2 = (n SO2 x M (SO2)/V2 = C2 x M(SO2) = 1,9.10-3 x (32,1 + 2 x 16) = 0,12 g/L
= 120 mg/L < 210 mg/L donc le vin est conforme.
Exercice 2 : Dosage d’un produit ménager basique : le Destop
1)
Solution d’ac chlorhydrique (H3O+ + Cl-)
CA = 0,1 mol/L
VAE = 12,3 mL
Solution de Destop contenant (Na+ + HO-)
CB = ?
VB = 20 mL
BBT
2) H3O+ + HO-  2H2O
3) voir l’équivalence grâce au changement de couleur.
4)
H3O+
HOEI
nH3O+ = CAVA
n HO- = CBVB
EF = équi
CAVAE – xmax = 0
CBVB – xmax = 0
5) xmax = CAVAE = CBVB
CB = CAVAE/VB = 0,1 x 12,3/20 = 0,0615 mol/L
On a dilué 100 fois la solution commerciale : CB0 = 100 x CB = 6,15 mol/L.
6) CmB0 = CB0 x M(NaOH) = 6,15 x (23+16+1) = 246 g/L
7) On a 246 g de NaOH dans 1L de Destop = 1,243kg de Destop
donc on a (246 x 100 / 1243) = 19,8 g de NaOH dans 100g de Destop.
% massique = 19,8%  20%
Exercices sur l’avancement
I) On précise que, dans l'eau les nitrates sont solubles ainsi que les sels de sodium, de potassium et d'ammonium; le
sulfate de baryum, le sulfate de calcium et le chlorure d'argent sont insolubles.
1. Se forme-t-il un précipité lors du mélange des solutions considérées ci-dessous ? À chaque fois, on justifiera la
réponse et, le cas échéant, on donnera le nom et la formule chimique du précipité.
a. Solution de nitrate d'ammonium NH4+(aq) + NO3-(aq) et solution de chlorure de calcium Ca2+(aq) + 2Cl-(aq).
b. Solution de nitrate d'argent Ag+(aq) + NO3-(aq) et solution de chlorure de potassium K +(aq) + Cl-(aq).
c. Solution de chlorure de calcium Ca2+(aq) + 2 Cl-(aq) et solution de sulfate de sodium 2Na+(aq) + SO42-(aq).
d. Solution de carbonate de potassium 2 K +(aq) + CO32-(aq) et solution de nitrate de sodium Na+(aq) + NO3-(aq).
e. Solution de sulfate de sodium 2Na+(aq) + SO42-(aq) et solution de chlorure de baryum Ba2+(aq) + 2Cl-(aq).
2. Dans 50 mL d'une solution de chlorure de calcium Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) de concentration en soluté apporté l,0.10 -3
mol.L-1, on verse 5,0 mL d'une solution d'oxalate d'ammonium 2NH4+(aq) + C2O42-(aq) de concentration en soluté
apporté l,0.10-2 mol.L-1. Il apparaît un précipité.
a. Écrire l'équation chimique traduisant la formation du précipité dont on précisera le nom.
b. Construire le tableau d'avancement de la réaction.
c. Déterminer la masse de précipité et les concentrations effectives des ions en solution à l'état final.
Données : masses molaires atomiques en g.mol-1
M(C) = 12,0 ; M(O) = 16,0 ; M(Ca) = 40,1.
II) Une masse m = 2,7g de poudre d’aluminium (Al (S)) réagit avec un volume V = 100 mL d’acide sulfurique
H2SO4 de concentration C = 2 mol.L-1 selon la réaction suivante :
2Al (S) + 6H+(aq)  2Al3+(aq) + 3H2 (g)
La réaction a lieu sous une température T = 20 °C et une pression P = 1,013.10 5 Pa.
(L’addition de Al ne change pas le volume de la solution)
1) Quelle est la concentration en ions H+ de la solution d’acide sulfurique ?
2) Calculer les quantités de matière des réactifs initialement présents.
3) Dresser un tableau permettant de suivre l’évolution du système au cours de la transformation chimique en
utilisant l’avancement. En déduire le réactif limitant ? (Justifier votre réponse).
4) En déduire le volume de gaz dégagé à la fin de la réaction.
5) Quelle est la concentration en ions Al3+ de la solution à la fin de la réaction ?
Données : M(Al) = 27 g.mol-1
constante des gaz parfait : R = 8,314 USI
Correction :
I)
1 . Les associations possibles concernent forcément un anion d'une des deux solutions utilisées et un cation de
l'autre.
a. Les associations possibles sont : NH4+(aq) et Cl-(aq) (sels d'ammonium solubles) et Ca 2+(aq) et NO3-(aq) (nitrates
solubles). Il ne se forme donc pas de précipité lors de ce mélange.
b. Associations possibles : Ag+(aq) et Cl-(aq) (chlorure d'argent insoluble) et K +(aq) et NO3-(aq) (nitrates solubles).
Il se forme un précipité de chlorure d'argent AgCl(s).
c. Associations possibles : Ca2+(aq) et SO42-(aq) (sulfate de calcium insoluble) et Na+(aq) et Cl-(aq) (sels de sodium
solubles). Il se forme un précipité de sulfate de calcium CaSO4(s).
d. Associations possibles : K+(aq) et NO3-(aq) (nitrates solubles) et Na+(aq) et CO32-(aq) (sels de sodium solubles). Il
ne se forme pas de précipité.
e. Associations possibles : Na+(aq) et Cl-(aq) (sels de sodium solubles) et Ba2+(aq) et SO42-(aq) (sulfate de baryum
insoluble). Il se forme un précipité de sulfate de baryum BaSO 4(s) .
2. a. Les sels d'ammonium sont solubles. On obtient un précipité d'oxalate de calcium :
Ca2+aq + C2O42- (aq)  CaC2O4 (s)
b.
Ca2+aq
+
C2O42- (aq)  CaC2O4 (s)
-5
Etat initial (en mol)
5,0.10
5,0.10-5
0
-5
Etat final (en mol)
5,0.10 - xmax = 0 5,0.10-5 - xmax = 0
xmax =5,0.10-5
Le mélange est dans proportions stoechiométriques : xmax = 5,0.10-5 mol
c. masse de précipité :
m(CaC2O4) = n x M = 5,0.10-5 x 128,1 = 6,4.10-3g = 6,4mg
Il reste en solution les ions chlorure et ammonium :
CaCl2 (s)  Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) (n(CaCl2) = n(Ca2+) = n(Cl-)/2)
[Cl-] = n(Cl-)/VT = 2 n(CaCl2)/VT = 2[C(CaCl2) x VCaCl2]/VT = 2 x 1,0.10-3 x 50.10-3 / 55.10-3 = 1,8.10-3 mol/L
C2O4(NH4)2 (s)  C2O42-(aq) + 2NH4+(aq) (n (C2O4(NH4)2) = n(C2O42-) = n(NH4+)/2)
[NH4+] = n(NH4+)/VT = 2 n(C2O4(NH4)2)/VT = 2[C(C2O4(NH4)2) x V C2O4(NH4)2]/VT = 2 x 1,0.10-2 x 5.10-3 / 55.10-3 =
1,8.10-3 mol/L
Il ne reste plus d’ions Ca2+(aq) et C2O42-(aq) en solution.
II1) D’après la stœchiométrie de l’équation de dissolution de H2SO4 : H2SO4  2H+ + SO42- ,
[H+] = 2 C(H2SO4) = 2 x 2 = 4 mol.L-1.
2) n(H+) = [H+] x V = 4 x 100.10-3 = 0, 4 mol
n (Al) =
m( Al ) 2,7

 0,1mol .
M ( Al ) 27
3)
6 H+

0, 4
0, 4 - 6x
0, 4 - 6 x 5.10-2 =
0,1 mol
Si Al est le réactif limitant alors 0,1 – 2x = 0 et xmax = 0,1/2 = 5.10-2 mol ;
Si H+ est le réactif limitant alors 0,4 – 6x = 0 et xmax = 0,4/6 = 6,7.10-2 mol.
Comme xmax (Al) < xmax (H+) alors Al est le réactif limitant.
Etat
Etat initial
Etat intermédiaire
Etat final
Avancement
0
x
xmax = 0,05
2 Al
0,1
0,1- 2x
0
+
2 Al3+
+
0
2x
2 x 5.10-2 =
0,1 mol
3 H2
0
3x
3 x 5.10-2 =
0,15 mol
n( H 2 ) RT 0,15  8,314  293

 3,6.10 3 m 3  3,6L .
P
1,013.10 5
n( Al 3 )
0,1
5) [Al3+] =

 1mol.L1
3
V
100.10
4) PV = nRT donc V =