Chimie - exercitation sur les deux détartrants pour cafetières électriques - correction, Exercices de Chimie Appliquée
Renee88
Renee8824 April 2014

Chimie - exercitation sur les deux détartrants pour cafetières électriques - correction, Exercices de Chimie Appliquée

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Chimie appliquée - exercitation sur les deux détartrants pour cafetières électriques - correction. Les principaux thèmes abordés sont les suivants: Fabrication de la solution détartrante n°1, Comportement des deux acide...
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EXERCICE I : DEUX DÉTARTRANTS POUR CAFETIÈRES ÉLECTRIQUES (7points) Bac S Polynésie 2011 CORRECTION

1. Fabrication de la solution détartrante n°1 1.1. Le texte nous dit que l’on dilue de la poudre, donc un solide, dans ½ litre d’eau (le solvant), mais il s’agit en réalité d’une dissolution. On doit utiliser le verbe « dissoudre ».

1.2. c1 = 1

1

n

V et n1 = 1

1

m

M ainsi 1

1

1 1

m c

M .V 

 

1

20 c

192 0,50 = 0,21 mol.L-1

2. Comportement des deux acides dans l’eau

2.1.1. Un acide selon Brnsted est une espèce chimique capable de céder un proton H+. 2.1.2. AH(aq) + H2O(l) = A–(aq) + H3O+(aq)

éq

max

x

x  

Or n(H3O+(aq))éq = xéq

n(H3O+(aq))éq = [H3O+(aq)]éq.V = 10pH.V

Si la transformation est totale on a c.V  xmax = 0 alors xmax = c.V

pH10 .V

c.V

  finalement pH10

c

 

2.3. Pour l’acide citrique : 1pH

1

10

c

  2,6

0,6

1 2

10 1,0 10

1,00 10

 

    

 = 0,25 = 25%

Pour l’acide sulfamique :2pH

2

10

c

  2,0

2 2

10 1,0

1,00 10

   

 = 100%

La transformation entre l’acide sulfamique et l’eau est totale, alors que celle entre l’acide citrique et l’eau est limitée. 3. Étude du couple acide citrique/ion citrate

3.1. (aq) 3 (aq)éq éq

a1

(aq) éq

A . H O K

AH

         

   

3.2. D’après le tableau [A1-(aq)]éq = [H3O+(aq)]éq = éqx

V =

pH10 .V

V

= 10-pH

[A1H(aq)]éq = éq éqc.V x xc

V V

   = c  [H3O+(aq)]éq = c  10pH

1(aq) 3 (aq)éq éq

a1

1 (aq) éq

A . H O K

A H

         

   

= 2pH

pH

10

c 10



Ka1 = 2 2,6

2 2,6

10

1,00 10 10

 

   = 8,426×104 = 8,4×104

pKa1 = logKa1

pKa1= log (8,426×10-4) = 3,1

2.2. Équation AH(aq) + H2O(l) = A (aq) + H3O+(aq)

État initial c.V Excès 0 0

En cours de transformation c.V – x Excès x x

État final c.V – xéq Excès xéq xéq

État final si la réaction est totale

c.V – xmax Excès xmax xmax

3.3. La solution S1 possède un pH = 2,6 doncpH < pKa1 L’espèce qui prédomine est l’acide conjugué soit l’acide citrique A1H. 4. Titrage de l’acide sulfamique dans la solution détartrante n°2 4.1. L’acide sulfamique A2H étant totalement dissocié dans l’eau (cf. 2.3.) en ions A2–(aq) et H3O+(aq), l’équation support du titrage est H3O+(aq) + HO–(aq) = 2 H2O(l). Les ions sodium sont spectateurs. Remarque : Vu la tournure de l’énoncé, on peut accepter comme équation A2H(aq) + HO–(aq) = A2–(aq) + H2O(l). 4.2. À l’équivalence il y a changement de réactif limitant. Les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques.

4.3.1. On a alors n(HO)versée = n(A2H)présente = n(H3O+) cB.VBE = cA.V’ = [H3O+].V’

cA = B BE c .V

V '

cA = 0,200 9,8

20,0

 = 9,8×102 mol.L-1

4.3.2. mA = nA.M2 = cA.V.M2 V est le volume de la solution S

mA = 9,8×102×100,0×10-3×97,0 = 0,95 g 4.4.1. Dans 1,00 g il y a 0,95 g d’acide sulfamique, dans 20 g il y en aura vingt fois plus. m2 = 20.ma m2 = 20×0,95 = 19 g

4.4.2. 22 2 2

m c

M .V 

2

19 c

97,0 0,50 

 = 0,39 mol.L-1

5. Pourquoi des temps d’action différents pour les deux solutions détartrantes.

5.1. [H3O+(aq)]éq= 10pH Plus le pH est petit et plus la concentration en ions oxonium est grande. Le pH de la solution d’acide sulfamique est inférieur à celui de la solution d’acide citrique, il y a donc plus d’ions H3O+ présents dans la solution d’acide sulfamique. 5.2. La concentration des ions oxonium n’est pas la même pour les deux solutions. Or ces ions sont des réactifs, la concentration en réactifs est un facteur cinétique donc la vitesse de réaction va changer. Le temps d’action des deux détartrants sera différent.

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