Corrigé Exercice II Cinétique ( 5 points)

Corrigé de l'exercice I (spécialité)

(5 points)


1- a) Un acide est une espèce chimique capable de céder un proton au cours
d'une réaction.
Un réducteur est une espèce chimique susceptible de libérer un ou
plusieurs électrons au cours d'une réaction.
b) Couple acide/ base de l'acide ascorbique : C6H8O6 / C6H7O6- :
C6H8O6 = C6H7O6- + H+
Couple oxydant/réducteur de l'acide ascorbique : C6H6O6 / C6H8O6
C6H6O6 + 2 e- + 2 H+ = C6H8O6
oxydant réducteur

2- a) Pour réaliser ce titrage, il faut disposer du matériel suivant :
- Une pipette jaugée de 5,0 mL pour prélever le jus d'orange, avec
une poire à pipeter
- Une éprouvette graduée pour prélever l'eau distillée
- Un pH-mètre avec les solutions tampons nécessaires à son étalonnage
- Une burette graduée de 25,0 mL contenant la solution titrante
d'hydroxyde de sodium
- Un becher pour contenir le jus d'orange et l'eau distillée
- Un agitateur magnétique et son barreau aimanté
L'ajout d'eau distillée permet d'avoir un volume de solution suffisant
dans le becher (25 + 5 = 30 mL) et d'assurer ainsi une bonne immersion
de l'électrode de mesure de pH.

b) Réaction de titrage : C6H8O6 + HO- = C6H7O6- + H2O. ou AH + HO-
= A- + H2O
La constante d'équilibre associée à cette réaction s'écrit : K =

K = x = Ka . = 10(pKe - pKa)


K = 10(14 - 4,1) = 109,9 = 7,9.109 >>104 :


cette réaction de titrage est bien une réaction totale.


c) Pour trouver le volume de soude versé à l'équivalence, sur la courbe
pH = f(VB), on trace 2 tangentes à la courbe, parallèles et de part et
d'autre du saut de pH. On trace ensuite la droite parallèle à ces 2
tangentes et qui est équidistante. Cette droite coupe la courbe de
titrage au point d'équivalence E, d'abscisse VBE = 11,4 mL.
A l'équivalence, les réactifs AH et OH- ont étés introduits en
proportions st?chiométriques et sont entièrement consommés par la
réaction :
n(AH)titré = n(OH-)versé à l'équivalence
or n(AH)titré = CA .V ,
en notant CA la concentration molaire de l'acide ascorbique et V =
5,0 mL = volume de jus d'orange titré
et n(OH-)versé à l'équivalence = CB . VBE
on a donc : CA .V = CB . VBE ( CA = CB . = 2,0.10-3 x
CA = 4,56.10-3 mol.L-1
La concentration massique de l'acide ascorbique s'en déduit :
t = CA . M = 4,56.10-3 x 176 = 0,80 g.L-1

d) Le point équivalent E a pour ordonnée pHE = 7,6. Pour réaliser ce
titrage en présence d'un indicateur coloré, il faut choisir un
indicateur coloré dont la zone virage contient le pH du point
d'équivalence. Ainsi, le rouge de crésol est l'indicateur coloré le
plus approprié parmi ceux proposé : il donnera une teinte jaune au
milieu réactionnel en début de titrage (milieu acide) puis passera à
une teinte rouge après l'équivalence (milieu basique).
3- a) Réaction ( : oxydation de l'acide ascorbique par une solution
de diiode :

I2 + 2 e- = 2 I-
C6H8O6 = C6H6O6 + 2 e- + 2 H+
C6H8O6 + I2 = C6H6O6 + 2 I- + 2 H+


Réaction ( : titrage du diiode en excès :

I2 + 2 e- = 2 I-

2 S2O32- = S4O62- + 2 e-

2 S2O32- + I2 = S4O62- + 2 I-

La réaction de titrage (réaction () ne fait pas intervenir l'acide
ascorbique en tant que réactif, c'est pourquoi il s'agit d'un titrage
indirect.

b) L'équivalence du titrage est atteinte lorqu'on a versé suffisamment
d'ions thiosulfate dans la solution à titrer pour faire réagir tout le
diiode. On a alors :
n(I2)titré =
Au cours de la réaction ( , le diiode I2 disparaît progressivement
lors de l'ajout de la solution titrante de thiosulfate de sodium : la
coloration brune due au diiode passe alors au jaune puis jaune clair.
Pour mieux visualiser l'équivalence, c'est-à-dire le moment où il ne
restera plus de diiode dans le milieu réactionnel, on peut ajouter de
l'empois d'amidon (ou thiodène ) qui donne une teinte bleu-noir au
milieu réactionnel en présence de diiode. L'équivalence sera atteint
lorsque cette coloration disparaîtra.

c) Dans la réaction (, l'acide ascorbique est le réactif limitant et le
diiode est le réactif en excès. A la fin de cette première réaction on
a :
n(C6H8O6)final = n(C6H8O6)initial - x1max = 0 ( C.V0 -
x1max = 0 donc x1max = C.V0
on en déduit n(I2) final = n(I2)initial - x1max = C1V1 - C.V0
Pour que le diiode soit en excès, on doit avoir n(I2) final = C1V1 -
C.V0 >
Donc V1 > . V0 or . V0 = . 10,0 = 11,4 mL
Il faut donc ajouter un volume de diiode V1 > 11,4 mL pour que ce
réactif soit bien en excès dans la réaction (, on choisira donc la
pipette jaugée de 20,0 mL pour faire le prélèvement de diiode
nécessaire à cette réaction : V1 = 20,0 mL.

d) A l'équivalence de la réaction (, n(I2)titré = = ( C2.V2éq
et n(I2)titré = n(I2) final dans la réaction(1) = C1V1 - C.V0

On peut alors écrire : C1V1 - C.V0 = ( C2.V2éq

La concentration C de l'acide ascorbique dans le jus d'orange s'en
déduit : C = C1 - ( C2.




e) Le volume de thiosulfate à verser pour atteindre l'équivalence V2éq
est tel que : C1V1 - C.V0 = ( C2.V2éq

d'où V2éq = 2 = 2 = 13,8.10-3 L = 13,8 mL.

Corrigé de l'exercice I (tronc commun)

(5 points)


Etude d'une solution d'éthanoate de sodium
1- a) Une solution d'éthanoate de sodium contient des ions sodium Na+ et
des ions éthanoate CH3COO-.
Or l'ion éthanoate CH3COO- est une base qui peut réagir avec
l'eau selon la réaction d'équation :

CH3COO- + H2O = CH3COOH + HO-

Le tableau d'avancement est le suivant :

|Etat |Avancement |n(CH3COO-) |n(H2O) |n(CH3COOH) |n(HO-) |
|Etat initial |xi = 0 |CBVB |Solvant |0 |0 |
| | | |en excès | | |
|Etat d'équilibre|xéq |CBVB - xéq | |xéq |xéq |
|final | |> 0 | | | |
|Etat |xmax = CBVB|CBVB - xmax| |xmax |xmax |
|d'avancement | |= 0 | | | |
|maximal | | | | | |


b) Le taux d'avancement final de la réaction des ions éthanoate avec
l'eau est noté (, et est défini par la relation :
( = or xéq = [HO-]éq VB et xmax = CB VB
Donc ( = =
Le pH est défini par la relation : pH = -log [H3O+]éq, on en déduit
que la solution de éthanoate de sodium contient des ions oxonium H3O+
provenant de la réaction d'autoprotolyse de l'eau : 2 H2O = H3O+ + HO-
, dont la constante d'équilibre est Ke = [H3O+]éq [HO-]éq
[H3O+]éq = 10-pH = 1,0.10-9 mol.L-1
On en déduit la concentration en ions hydroxyde dans la solution
d'éthanoate de sodium en utilisant le produit ionique de l'eau :
[HO-]éq = = = 1,0.10-5 mol.L-1
On en déduit alors le taux d'avancement final : ( = = = = 1,0.10-4
= 0,01 %
La réaction de l'ion éthanoate CH3COO- avec l'eau est donc une
réaction extrêmement limitée.

c) Dans l'état d'équilibre final, on a les espèces chimiques H2O, CH3COO-
, CH3COOH, Na+ et HO- qui coexistent.
Les ions sodium Na+ sont des ions indifférents, ils ne font pas partie
d'un couple acide/base, on a donc :
[Na+] = CB = 1,0.10-1 mol.L-1.
D'après le tableau d'avancement, on a : [CH3COOH] éq = [HO-] éq =
1,0.10-5 mol.L-1
Et [CH3COO-] éq = = = CB - [HO-] éq = 1,0.10-1 mol.L-1

d) La constante de la réaction entre l'ion éthanoate et l'eau est K = =
= 1,0.10-9

KA est la constante d'équilibre de la réaction de l'acide éthanoïque
avec l'eau :

CH3COOH + H2O = CH3COO- + H3O
Ainsi KA =
KA = x [H3O+]éq [HO-]éq = = = 1,0.10-5
2- a) Réaction des ions oxonium avec les ions éthanoate :

CH3COO- + H3O+ = CH3COOH + H2O

Le tableau d'avancement est le suivant :

|Etat |Avancement |n(CH3COO-) |n(H3O+) |n(CH3COOH) |n(H2O) |
|Etat initial |xi = 0 |CBVB |CAVA |0 |Solvant |
| | | | | |en excès |
|Etat d'équilibre|xéq |CBVB - xéq |CAVA -xéq |xéq | |
|final | | | | | |


b) Le taux d'avancement final de la réaction des ions éthanoate avec
l'eau est noté (, et est défini par la relation : ( = De plus, on a
n0(CH3COO-) = CB VB = 1,0.10-1 x 0,1 = 1,0 10-2 mol
Et n0(H3O+) = CA VA = 2,0.10-1 x 0,1 = 2,0 10-2 mol
Ainsi, les ions éthanoate CH3COO- jouent le rôle de réactif limitant
et les ions H3O+ sont en excès
On a donc xmax = n0(CH3COO-) = CB VB =1,0 10-2 mol
La mesure du pH nous permet de calculer la concentration des ions H3O+
dans l'état d'équilibre : [H3O+]éq = 10-pH
et en utilisant le tableau d'avancement, on peut écrire [H3O+]éq =

d'où CAVA - xéq = [H3O+]éq (VA +VB) et donc xéq = CAVA -
[H3O+]éq (VA +VB)
Le taux d'avancement final