Séance 2 : Réactions acido-basiques et dosages

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1 Séance 2 : Réactions acido-basiques et dosages Le cours en question 1/ Qu'est ce qu'un acide? Une base? Un couple acido-basique? 2/ Qu'est ce qu'une constante d'acidité? Le produit ionique de l'eau? 3/ Quelle est la particularité de l'eau?comment se nomme une telle espèce? 4/ Qu'est ce que l'acide carbonique? 5/ Comment dresse-t-on un diagramme de prédominance? 6/ Quelle est l'utilité d'un dosage? Dans quels domaines peut-il être utile? 7/ Citer trois types de dosage et un exemple de résultat pour chacun. 8/ Expliquer le fonctionnement des indicateurs colorés. Donner un exemple. Applications : Exercice 1 : La couleur des Hortensias Certaines fleurs, comme celles des hortensias, possèdent des couleurs variées dues à des pigments naturels. Les couleurs rouge, mauve, violette et bleue viennent de la présence d'anthocyanines dans les pétales. La couleur violette est due à la molécule suivante que l'on notera HA dans la suite de l'exercice. 1. Introduction HA peut appartenir à deux couples H 2 A + / HA de pka 1 = 4,3 et HA / A de pka 2 = 7 L'espèce H 2 A + est rouge, l'espèce HA est violette et l'espèce A est bleue. On rappelle que pke = 14. o o Donner la définition d'un acide selon Brönsted. Préciser dans chacun des 2 couples la forme acide et la forme basique. 2. COMPORTEMENT DE HA EN TANT QU'ACIDE Écrire l'équation de la réaction de HA en tant qu'acide avec l'eau Donner l'expression de la constante d'acidité du couple considéré? Donner sa valeur. Le ph d'une solution contenant HA est de 10. éa- ë ùû 2.3. À partir de l'expression de Ka, évaluer littéralement, puis calculer le rapport [ HA ] 2.4. En déduire l'espèce prédominante. Conclure sur la couleur de la solution. 3. COMPORTEMENT DE HA EN TANT QUE BASE. eq eq

2 3.1. Écrire l'équation de la réaction de HA en tant que base avec l'eau Donner l'expression de la constante d'acidité. Quelle relation entre Ka 1 et Ka2? 4. CONCLUSION : COULEUR DES HORTENSIAS Placer sur un diagramme les domaines de prédominance des espèces H 2 A +, HA et A suivant les valeurs du ph. sol? 4.2. Pourquoi les fleurs d'hortensias peuvent-elles changer de couleur suivant la nature du Exercice 2 : L uréase dans le milieu stomacal La bactérie Helicobacter pylori (H.pylori) est responsable de la plupart des ulcères de l estomac chez l Homme. On souhaite savoir comment elle réussit à survivre dans un milieu très acide, comme l estomac, en attendant de rejoindre la muqueuse stomacale où elle pourra se développer. 1.1 Le contenu de l estomac est un milieu très acide qui peut être considéré comme une solution d acide chlorhydrique de concentration 1, mol.l -1. Sachant que l acide chlorhydrique est un acide fort, calculer le ph de ce milieu. 1.2 À ce ph, quelle espèce chimique du couple NH 4+ (aq) / NH 3 (aq) prédomine? Justifier la réponse. 1.3 La bactérie utilise son uréase pour catalyser la réaction de l urée avec l eau, ainsi elle sécrète de l ammoniac dans son environnement proche. Dans l estomac, l ammoniac réagit avec les ions H 3 O + selon l équation chimique : NH 3 (aq) + H 3 O + (aq) --> NH 4+ (aq) + H 2 O(l). 1.4 Quelle est la conséquence de la sécrétion d ammoniac par la bactérie sur le ph de la solution autour d elle? Données : couples acide/base : H 3 O + (aq) / H 2 O (l) ; NH 4 + (aq) / NH 3 (aq) pk a du couple NH 4 + (aq) / NH 3 (aq) = 9,2

3 Exercice 3 : Autour de la vitamine C 1. Titrage de l acide ascorbique par suivi ph-métrique. On souhaite vérifier l indication figurant sur une boîte de comprimés de vitamine C vendue en pharmacie : le fabricant annonce que la masse d acide ascorbique est de 500 mg par comprimé. Un comprimé de vitamine C est écrasé dans un mortier. La poudre est ensuite dissoute dans une fiole jaugée de 200,0 ml que l on complète avec de l eau distillée jusqu au trait de jauge en homogénéisant le mélange. On obtient la solution S. On prélève 10,0 ml de cette solution que l on titre avec une solution d hydroxyde de sodium (Na + (aq) + HO (aq)) de concentration molaire 1, mol.l -1. On suit le titrage par ph-métrie. Le graphique représentant l évolution du ph en fonction du volume de solution d hydroxyde de sodium versé est représenté en annexe. L acide ascorbique sera noté AH dans la suite de l exercice L ion hydroxyde est une base forte en solution aqueuse. Déterminer le ph de la solution d hydroxyde de sodium utilisée pour le titrage. En déduire les précautions qu il convient d adopter pour utiliser cette solution Réaliser un schéma annoté du montage expérimental nécessaire à la mise en œuvre du titrage Écrire l équation de la réaction support du titrage À partir du protocole mis en œuvre et des résultats obtenus, déterminer la masse d acide ascorbique contenue dans le comprimé Préciser les sources d erreurs possibles. Calculer l écart relatif entre la masse théorique et la masse expérimentale. Commenter la valeur obtenue D après les résultats obtenus, peut-on savoir si l acide ascorbique est un acide fort ou un acide faible? Justifier la réponse. 2. Autres méthodes de titrage. Le titrage de l acide ascorbique peut également se faire par d autres techniques. Nous allons dans cette partie étudier succinctement deux : l utilisation d un indicateur coloré et le suivi conductimétrique Utilisation d un indicateur coloré. Parmi les indicateurs colorés proposés, lequel utiliseriez-vous pour le titrage de l acide ascorbique par la solution d hydroxyde de sodium effectué dans la partie 2? Justifier la réponse et préciser comment l équivalence est repérée. Indicateur coloré Teinte acide Zone de virage Teinte basique Hélianthine Rouge 3,1 4,4 Jaune Vert de bromocrésol Jaune 3,8 5,4 Bleu Bleu de bromothymol Jaune 6,0 7,6 Bleu Rouge de crésol Jaune 7,2 8,8 Rouge Phénolphtaléine Incolore 8,2 10,0 Rose Rouge d alizarine Violet 10,0 12,0 Jaune Carmin d indigo Bleu 11,6 14,0 Jaune

4 2.2. Titrage conductimétrique. On envisage d effectuer le titrage conductimétrique d une solution S d acide ascorbique dont la concentration molaire est de l ordre de mol.l -1 par une solution d hydroxyde de sodium de concentration c B = 1, mol.l -1. On dispose de pipettes jaugées de 10,0 ml, 20,0 ml et 25,0 ml ainsi que de fioles jaugées de 50,0 ml, 100 ml, 200,0 ml et 250,0 ml Expliquer pourquoi il n est pas pertinent de titrer la solution d acide ascorbique S par la solution d hydroxyde de sodium de concentration molaire c B À partir des réactifs proposés, établir un protocole expérimental permettant d effectuer le titrage conductimétrique en précisant : les éventuelles adaptations effectués au niveau des concentrations ; le volume de solution d acide ascorbique prélevé Plusieurs allures de courbes modélisant ce titrage sont proposées ci-dessous. En argumentant, identifier la courbe qui peut correspondre au titrage conductiùétrique de l acide ascorbique par la solution d hydroxyde de sodium. Allures de courbes de titrages conductimétriques. Données : pke = 14,0 à 25 C. Masses molaires atomiques : M(H) = 1,0 g.mol -1 ; M(C) = 12,0 g.mol -1 ; M(O) = 16,0 g.mol -1. Conductivités molaires ioniques à 25 C : λ(ho ) = 19,8 ms.m 2.mol -1 ; λ(na + ) = 5,01 ms.m 2.mol -1 ; λ(ion ascorbate A - ) = 2,5 ms.m 2.mol -1.

5 ANNEXE