Exercice

par **Nico73** » 14 Oct 2006, 16:18

Bonjour,

Voila on me demande ceci :

L'acide sulfamique est un solide blanc contenant des molécules polaires de formule H2NSO3H, noté AH.

a) L'acide sulfamique est soluble dans l'eau. Justifier (comment on justifie ?)
b) La solution acqueuse est acide. Quelles sont les espèces chimiques présentes en solution ?

C) Par analogie avec l'équation de dissolution de l'acide chlorhydrique dans l'eau, écrire l'équation de dissolution de l'acide sulfamique dans l'eau.

Merci d'avance !

par **anima** » 14 Oct 2006, 16:26

Nico73 a écrit:Bonjour,

Voila on me demande ceci :

L'acide sulfamique est un solide blanc contenant des molécules polaires de formule H2NSO3H, noté AH.

a) L'acide sulfamique est soluble dans l'eau. Justifier (comment on justifie ?)
b) La solution acqueuse est acide. Quelles sont les espèces chimiques présentes en solution ?

C) Par analogie avec l'équation de dissolution de l'acide chlorhydrique dans l'eau, écrire l'équation de dissolution de l'acide sulfamique dans l'eau.

Merci d'avance !

a) une espece acide est une espece qui, une fois au contact de l'eau, libere un proton (un ion H+). Défintion de Soren Sorensen.
De la, tu le vois bien. C'est pas noté AH pour rien :ptdr:

(y'a de l'équilibrage a faire

par **Nico73** » 14 Oct 2006, 16:30

pourquoi il y a H2NSO3- dans les réactif ??

par **anima** » 14 Oct 2006, 16:31

Nico73 a écrit:pourquoi il y a H2NSO3- dans les réactif ??

J'ai décomposé l'acide en son composant et le proton avant la réaction. Si ca te gene, tu peux recomposer et l'écrire comme une molécule neutre :we:

par **Nico73** » 14 Oct 2006, 16:44

donc il n'y a pas d'équilibrage à faire

par **maurice** » 14 Oct 2006, 20:22

Dans l'eau cet acide forme des ions H3O+ selon :
NH2SO3H + H2O --> H3O+ + NH2SO3^-
exactement comme HCl forme des oins H3O+ dans l'eau, selon :
HCl + H2O --> H3O+ + Cl-
Dans les deux cas, HCl ou l'acide sulfamique agissent en donneur de protons à H2O

par **Nico73** » 15 Oct 2006, 11:30

les espèces chimiques présentes en solution c'est toutes les molécules et ions dans l'équation chimique que tu m'as donné ?

H2NSO3H + H2O ==> H3O+ + H2NSO3-

par **Nico73** » 15 Oct 2006, 14:15

Re-Bonjour,

J'ai encore besoin de votre aide pour le même exercice, seulement c'est la suite :

2) Sur un flacon, contenant une solution d'acide sulfamique est indiqué le pourcentage massique en acide sulfamique : 10%. En déduire la concentration molaire de l'acide dans cette solution.
(j'ai trouvé 0.01 mol*mL-1)
Données : masse volumique de la solution d'acide sulfamique : 1.1 g/mL
Masses molaires atomique : H : 1.1 g/mol N : 14.0 g/mol, S : 32.1 g/mol et O : 16g/mol

3) (c'est la où je calle) LE fabricant précise que la solution doit être diluée, à raison de deux cuillères à soupe pour 0.5L d'eau. Calculer la concentration de la solution diluée ainsi préparée sachant que la contenance d'une cuillère à soupe est égale à 10mL.

Merci d'avance !

par **maurice** » 15 Oct 2006, 15:38

Une solution à 10% d'acide sulfamique contient 100 g d'acide sulfamique par kilogramme de solution. Ce kilogramme occupe un volume de 1 litre/1.1 = 0.91 litre
Mais la masse molaire de l'acide sulfamique NH2SO3H est :
14 + 2 + 32 + 48 + 1 = 97 g/mol
100 g acide sulfamique contient 100/97 = 1.03 mol acide
La concentration de ta solution est de 1.03 mol/0.91 litre = 1.13 mol par litre

par **Nico73** » 15 Oct 2006, 15:44

Ce n'est pas pour 100mL de solution, on a 10mL d'acide ?

par **yvelines78** » 19 Oct 2006, 09:07

bonjour,

on met 2 cuillères à soupe soit 20ml de la solution acide à 1.13 mole /l dans 0.5l d'eau
1000 ml de solution<----->1.13 mole d'acide
20 ml de solution <---->1.13*20/1000=0.0226 mole d'acide
ces 0.0226 mole d'acide sont mis dans 500 ml d'eau
soit une concentration de 0.0226*2 =0.0452 mole /l

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