Aurélie 06 /02
solution de nitrate d'ammonium

suite --> charge décharge d'un condensateur (concours Geipi 02)


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Les questions peuvent dans une large mesure être abordées indépendamment.

On dispose d'une solution aqueuse de nitrate d'ammonium NH4NO3 : solution S de concentration inconnue.

  1. Faire l'inventaire des espèces chimiques présentes dans la solution S.
  2. Le pH de S est-il acide, neutre, basique, indéterminé ?
  3. On se propose dans cet exercice de doser la solution S par une solution aqueuse de soude (NaOH) : solution T, de concentration connue : CT= 0,025 mol/L.
    - Ecrire l'équation-bilan de la réaction du dosage.
    - Calculer la constante d'équilibre Kr de cette réaction.
    - Quelle masse de soude faut-il peser pour préparer 500 ml de la solution titrante T ?
  4. 20,0 ml de la solution S sont prélevés et versés dans un bécher. On ajoute quelques gouttes d'un indicateur coloré I destiné à mettre en évidence le point équivalent lors du dosage.
    - Choisir parmi les indicateurs colorés suivants celui qui est le mieux adapté au dosage.
    I
    Teinte forme acide
    Teinte forme basique
    Zone de virage (en pH)
    Vert de malachite
    jaune
    vet
    0,13 - 2
    Hélianthine
    rouge
    jaune
    3,1 - 4,4
    Rouge de Méthyle
    rouge
    jaune
    4,2 - 6,2
    Bleu de Bromothymol
    jaune
    bleu
    6 - 7,6
    Rouge de crésol
    jaune
    rouge
    7,2 - 8,8
    Jaune d'alizarine
    jaune
    violet
    10, - 12,1

    - La solution titrante T est progressivement introduite au moyen d'un instrument tubulaire gradué en mL et dixièmes de mL , muni d'un robinet. Nommer cet instrument de chimie quantitative.
    - Le virage de l'indicateur I est obtenu pour un volume introduit de la solution titrante Véqui = 24 mL. En déduire la concentration CS en nitrate d'ammonium de la solution S.
  5. Calculer le pH à l'équivalence.

Données : l'acide nitrique HNO3 est un acide fort dans l'eau.

pKa ( NH4+ / NH3) = 9,2

 


corrigé
espèces chimiques présentes dans S :

ion nitrate NO3- , ion ammonium NH4+, ion hydroxyde HO-, ion oxonium H3O+ , eau et la base conjuguée de l'ion ammonium NH3.

la solution contient un acide faible, l'ion ammonium : le pH est donc inférieur à 7, milieu acide.

équation bilan de la réaction de dosage :

NH4+ + HO---> NH3 + H2O

Qté de matière de soude dans 0,5L : 0,025*0,5 = 0,0125 mol

mass e soude = 0,0125 *(23+16+1) = 0,5 g.

la zone de virage doit contenir le pH du point équivalent : à l'équivalence la solution contient la base faible NH3, donc le pH est supérieur à 7

indicateur coloré possible : jaune d'alizarine.

la solution titrante est ajoutée progressivement à l'aide d'une burette graduée.

à l'équivalence CaVa = CbVb d'où Ca = 0,025*24 /20 = 0,03 mol/L.


pH à l'équivalence :

NH4+
HO- ajouté
NH3
initial
n
0
0
en cours
n-x
x
x
à l'équivalence
0
xéqui = CbVb
xéqui
[NH3] = 0,03*20/(20+24) =1,364 10-2 mol/L

la solution est électriquement neutre :

[NH4+ ] + [Na+] + [H3O+] = [HO-] +[ NO3-]

[Na+] = 0,025*24/(20+24) = 1,364 10-2 mol/L

[ NO3-] = 0,03*20/(20+24) = 1,364 10-2 mol/L

d'où [NH4+ ] + [H3O+] = [HO-]

l'ion oxonium est minoritaire en milieu basique :[NH4+ ] voisin [HO-]

constante d'acidité : 10-9,2 = [NH3][H3O+] / [NH4+]=1,364 10-2[H3O+] /[HO-]

10-9,2 =1,364 10-2[H3O+]² / 10-14

[H3O+]² =10-9,2 *10-14 /1,364 10-2 =4,63 10-22 soit [H3O+] =2,15 10-11 mol/L

pH = 10,67.


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