Remerciez-le!

Remerciez @Admin pour avoir partagé cet document gratuitement, de la manière la plus simple, en partageant sur les réseaux sociaux.

Correction devoir n° 4 de physique chimie Exercice 1 : Détermination de la tene

Correction devoir n° 4 de physique chimie Exercice 1 : Détermination de la teneur en élément azote d’un engrais (Amérique du nord 2007) 1. Etude de la réaction de titrage L’équation support de titrage est : NH4 + (aq) + HO- (aq) = NH3(aq) + H2O(l) 1.1 Définir la constante d’acidité Ka du couple NH4 + (aq) / NH3(aq), puis exprimer celle-ci. La constante d’acidité Ka d’un couple correspond à la constante d’équilibre de la réaction de l’acide avec l’eau : acide + eau = base + H3O+ f f f NH O H NH Ka ] [ ] [ ] [ 4 3 3 + + = 1.2 Exprimer la constante d’équilibre K de la transformation servant de support de titrage, puis en déduire sa valeur à l’aide des données ci-dessus. 4 14 10 3 3 4 3 4 3 10 . 3 , 6 10 10 . 3 , 6 ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ ] [ − − − + + − + − + = = = × = = K Ke Ka O H O H HO NH NH HO NH NH K f f f f f f 1.3 On introduit dans un bécher un volume V = 20,0 mL d’une solution contenant des ions ammonium à la concentration molaire apportée C = 0,15 mol.L-1 et un volume V1 = 10,0 mL de solution d’hydroxyde de sodium à la concentration molaire apportée C1 = 0,15 mol.L-1. Le pH de la solution est 9,2. 1.3.1 Compléter, sans valeur numérique, le tableau d’avancement Équation chimique NH4 + (aq) + HO– (aq) = NH3(aq) + H2O(l) État du système Avancement (mol) Quantités de matière (mol) État initial 0 n = C.v n1 = C1.v1 0 Beaucoup État au cours de la transformation x C.v – x C1.v1 – x x Beaucoup État final si la transformation est totale xmax C.v – xmax C1.v1 – xmax xmax Beaucoup État final réel xf C.v – xf C1.v1 – xf xf Beaucoup 1.3.2 Calculer les quantités de matière des réactifs initialement introduites dans le bécher. quantité de matière d’ion ammonium introduite n = C.v, d’après l’équation de dissolution NH4NO3(s) = NH4 + (aq) + NO3- (aq) n = 0,0200 × 0,15 = 3,0×10-3 mol quantité de matière d’ions hydroxyde introduite n1 = C1.v1, d’après l’équation de dissolution n1 = 0,0100 × 0,15 = 1,5×10-3 mol 1.3.3 À partir de la mesure du pH, déterminer la quantité en ions hydroxyde HO- à l’état final. Montrer que l’avancement final de la réaction xf vaut 1,5×10-3 mol. [H3O+ (aq)]f =10–pH et Ke = [H3O+ (aq)]f[HO– (aq)]f soit [HO- (aq)]f = e e pH 3 ( ) K K 10 H O aq − + =     [HO- (aq)]f = 1 v v HO finale n − + donc HO finale n − = [HO- (aq)]f . (v+v1) HO finale n − = e pH K 10− . (v+v1) HO finale n − = 14 3 9,2 1,0 10 (20,0 10,0) 10 10 − − − × × + × = 4,8× × × ×10–7 mol d’ions hydroxyde Avancement final ? HO finale n − = HO initiale n − – xf = n1 – xf xf = n1 – HO finale n − xf = 1,5×10–3 – 4,8×10–7 = 1,5× × × ×10–3 mol 1.3.4 Calculer la valeur de l’avancement maximal de la réaction xmax. Que peut-on dire de la transformation ? Si les ions ammonium correspondent au réactif limitant, C.v – xmax = 0 soit xmax = C.v xmax = 0,15×20×10-3 = 3,0×10-3 mol Si les ions hydroxyde correspondent au réactif limitant, C1.v1 – xmax1 = 0, soit xmax1 = C1.v1 xmax1 = 0,15×10×10-3 = 1,5×10-3 mol xmax1< xmax , les ions hydroxyde correspondent au réactif limitant et xmax = 1,5×10–3 mol xf = xmax, donc la transformation est totale. 1.3.5 Que peut-on dire des quantités de NH4 + et NH3 ? Est-ce logique au vu du pH ? A l’aide du tableau d’avancement, on en déduit que l’on obtient mol n n NH NH 3 10 . 5 , 1 3 4 − = = + On a obtenu pH = 9,2, qui correspond aussi à pKa = - log Ka 2 Titrage pH-métrique 2.1 Schématiser et légender le montage permettant de réaliser un titrage pH-métrique. 2.2 Détermination du point équivalent. 2.2.1 Parmi les deux courbes se trouvant en annexe, quelle est celle qui permet de déterminer les coordonnées du point d’équivalence avec le plus de précision ? Justifier le choix de la courbe. A priori la détermination la plus précise du point d’équivalence correspondra au saut de pH le plus important, soit la courbe correspondant au bécher B1. Burette graduée contenant une solution d’hydroxyde de sodium de concentration CB = 0,20 mol.L–1 p H 2,4 pH-mètre Agitateur magnétique Bécher B 2.2.2 Déterminer graphiquement les coordonnées du point équivalent sur la courbe choisie. 2.2.3 L’ajout d’eau déminéralisée a-t-il une influence sur le volume versé à l’équivalence ? Expliquer. 1ère méthode : On applique à nouveau la méthode des tangentes pour la courbe correspondant au becher B2. On constate que le volume équivalent est le même que celui obtenu précédemment. L’ajout d’eau n’a pas d’influence sur ce volume équivalent. 2e méthode : L'ajout d'eau distillée ne modifie pas la quantité d'ions NH4 + initialement présente dans le bécher, car la transformation entre NH4NO3 et H2O est totale et H2O est en excès aussi bien dans le becher 1 que dans le becher 2. La quantité de soude à verser pour atteindre l’équivalence n’est donc pas modifiée. 3. Détermination du pourcentage massique en élément azote dans l’engrais. 3.1 Définir l’équivalence d’un dosage. L’équivalence correspond au changement de réactif limitant. À l’équivalence les réactifs titré et titrant ont été introduits dans les proportions stœchiométriques. Ici on a versé autant d’ions hydroxyde qu’il y avait initialement d’ions ammonium. 3.2 Quelles sont les espèces chimiques présentes dans le mélange réactionnel à l’équivalence ? Justifier le pH basique de la solution en ce point. À l’équivalence les ions ammonium sont totalement consommés. D’après l’équation support de titrage, le milieu réactionnel contient de l’eau et de l’ammoniaque. Enfin les ions spectateurs sodium Na+ et nitrate NO3 – sont également présents. Or l’ammoniaque est la base conjuguée de l’ion ammonium, le pH à l’équivalence sera supérieur à 7,0 ; la solution sera basique car NH3 + H2O = NH4 + + HO- vBE = 14 mL pHE = 11,1 2.2.2 3.3 En vous aidant, éventuellement, d’un tableau descriptif de l’évolution de la réaction, déterminer la relation entre la quantité de matière d’ions ammonium dosées n0(NH4 +) et la quantité d’ions hydroxyde versés à l’équivalence ne(HO-). À l’équivalence les réactifs sont totalement consommés, appelons xE l’avancement à l’équivalence, en utilisant le tableau d’avancement : 4 NH finale n + = 0, tous les ions ammonium présents initialement ont été dosés n0(NH4 +) – xE = 0 soit xE = n0(NH4 +) HO finale n − = 0, tous les ions hydroxyde versés ont été consommés ne(HO–) – xE = 0 soit xE = ne(HO–) Finalement ne(HO–) = n0(NH4 +) 3.4. En déduire la valeur de n0(NH4 +). n0(NH4 +) = CB.vBE n0(NH4 +) = 0,20×14×10-3 = 2,8× × × ×10-3 mol dans 10 mL de solution S 3.5 Quelle quantité de matière d’ions ammonium n(NH4 +) a-t-on dans la fiole jaugée de 250 mL ? En déduire la quantité de nitrate d’ammonium présente dans cette fiole. On a prélevé un volume V = 10 mL de la solution S, la fiole jaugée a un volume de 250 mL soit un volume 25 fois plus grand. n(NH4 +) =25× n0(NH4 +) = 7,0×10-2 mol dans 250 mL de solution S D’après l’équation de dissolution NH4NO3(s) = NH4 + (aq) + NO3 - (aq) considérée totale, une mole de nitrate d’ammonium conduit à l’apparition d’une mole d’ions ammonium : la quantité de nitrate d’ammonium est la même que n(NH4 +). n(NH4NO3) = n(NH4 +) = 7,0×10-2 mol 3.6 Quelle masse d’azote y a-t-il dans une mole de nitrate d’ammonium ? En déduire la masse d’azote présente dans l'échantillon. Dans une mole de nitrate d’ammonium NH4NO3 il y a 2 moles d’azote, soit n(N) = 2 moles. n(N) = m(N) M(N) donc m(N) = n(N).M(N) m(N) = 2× × × ×14 = 28 g d’azote dans une mole de NH4NO3. masse d’azote dans l’échantillon : 28 g⇔1 mole de NH4NO3 m g ⇔ 7,0×10-2 mol de NH4NO3 m = 28× × × ×7,0× × × ×10–2 = 2,0 g d’azote dans l’échantillon. 3.7 Le pourcentage massique en élément azote est le rapport entre la masse d’azote présente dans l’échantillon et la masse de l’échantillon. Calculer le pourcentage massique en azote de l’échantillon. Le comparer à celui fourni par le fabricant et conclure. %(N) = m m(N) %(N) = 0 , 6 0 , 2 = 33% Le fabricant donne un pourcentage de 34,4%, ce qui fait un écart de relatif de uploads/Finance/ correction-devoir-no4-equilibre-dosage-nucleaire.pdf