Analyse du bicarbonate de soude

[Gmma]

Bonjour
Pourriez vous m'aider s'il vous plaît?


Le bicarbonate de soude "officinal" utilisé en cas d'excès d'acidité gastrique est l'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3. On se propose de vérifier le degré de pureté d'un échantillon. La manipulation comporte deux étapes:

- réaction d'une masse donnée d'échantillon avec une solution d'acide chlorhydrique en excès

- dosage de l'excès d'acide chlorhydrique par une solution de soude( hydroxyde de sodium)

CO2, H2O / HCO3- : pKa =6,4 ; HCO3- /CO32- : pKa =10,3 ;

masse molaire NaHCO3 = 84 g/mol.

1ère étape :

- peser dans un erlenmeyer 1 g de bicarbonate de soude.

- ajouter 25 mL d'acide chlorhydrique de concentration Ca= 1 mol/L. On observe un dégagement gazeux. Le bilan de cette réaction est : HCO3-+ H3O+ -->CO2 + 2H2O(1)

- Quand le dégagement gazeux a cessé, rincer la paroi intérieure de l'erlenmeyer avec un jet de pissette d'eau distillée.

-Ajouter quelques grains de pierre ponce.

- adapter un réfrigérant à air (bouchon muni d'un long tube de verre).

-chauffer le mélange 3 à 4 min puis refroidir l'erlenmeyer sous l'eau du robinet.

- rincer à nouveau la paroi intérieure de l'erlenmeyer.

2 ème étape :

- Placer le contenu de l'erlenmeyer dans une fiole jaugée de 200 mL puis compléter avec de l'eau distillée. On obtient une solution S2.

- prélever 20 mL de cette solution S2.

- Doser ces 20 mL avec une solution de soude de concentration 0,1 mol/L. L'indicateur coloré utilisé est l'héliantine.


Questions :

a) Calculer la constante d'équilibre de la réaction (1). En déduire que cette réaction peut être considérée comme totale.

b) Quelles sont les deux réactions qui peuvent se produire entre les ions hydroxydes et les espèces présentes dans la solution S1. On rappelle que l'acide chlorhydrique est introduit en excès.

c) On souhaite doser uniquement l'acide chlorhydrique en excès. expliquer comment le protocole expérimental permet d'éviter que l'autre réaction ne se produise.

d) Ecrire l'équation bilan de la réaction de dosage ( étape 2).

e) Le volume pour atteindre l'équivalence est Ve= 13,6 mL . Déterminer la concentration de S2 en ion oxonium.
- en déduire la quantité de matière d'ion oxonium dans 200 mL de S2.
- calculer la quantité d'ion oxonium consommé par la réaction (1)
f) Le degré de pureté est défini par d= m/100 où m est la masse en grammes de NaHCO3 contenu dans 100 g d'échantillon officinal. En déduire le degré de pureté de l'échantillon de bicarbonate.

Voici ce que j'ai fait :
a) K = 1/Ka = 2 * 10^6.

b) OH- peut réagir avec H3O+ et avec CO2.

c) Le protocole (chauffage + pierre ponce) a pour but de faire dégager tout le CO2 qui pouvait rester dissous dans l'eau donc OH- ne va réagir que sur les H3O+ en excès.

d) H3O+ + OH- = 2H2O.

e) 1,36 * 10^-2 mol d'ion oxonium dans S2.

1,14 * 10^-2 mol consommé dans 1 g de bicarbonate.

f) ??

Pourriez vous me dire si ce que j'ai fait est juste et m'aider pour le reste s'il vous plaît?
(Surtout pour la dernière question).

Merci d'avance.

[maurice]

Ton texte est trop long !
Apprends à être bref, et à ne dire que l'essentiel. On ne veut pas lire tout ce texte, dans lequel tu nous rappelles qu'il faut bien rincer, et toutes sortes de choses inutiles au lecteur, qui ne cherche pas à faire la manip.

[Gmma]

Bonjour
Pourriez vous m'aider s'il vous plaît?


Le bicarbonate de soude "officinal" utilisé en cas d'excès d'acidité gastrique est l'hydrogénocarbonate de sodium NaHCO3. On se propose de vérifier le degré de pureté d'un échantillon. La manipulation comporte deux étapes:

- réaction d'une masse donnée d'échantillon avec une solution d'acide chlorhydrique en excès

- dosage de l'excès d'acide chlorhydrique par une solution de soude( hydroxyde de sodium)

CO2, H2O / HCO3- : pKa =6,4 ; HCO3- /CO32- : pKa =10,3 ;

masse molaire NaHCO3 = 84 g/mol.

Questions :

a) Calculer la constante d'équilibre de la réaction (1). En déduire que cette réaction peut être considérée comme totale.

b) Quelles sont les deux réactions qui peuvent se produire entre les ions hydroxydes et les espèces présentes dans la solution S1. On rappelle que l'acide chlorhydrique est introduit en excès.

c) On souhaite doser uniquement l'acide chlorhydrique en excès. expliquer comment le protocole expérimental permet d'éviter que l'autre réaction ne se produise.

d) Ecrire l'équation bilan de la réaction de dosage ( étape 2).

e) Le volume pour atteindre l'équivalence est Ve= 13,6 mL . Déterminer la concentration de S2 en ion oxonium.
- en déduire la quantité de matière d'ion oxonium dans 200 mL de S2.
- calculer la quantité d'ion oxonium consommé par la réaction (1)
f) Le degré de pureté est défini par d= m/100 où m est la masse en grammes de NaHCO3 contenu dans 100 g d'échantillon officinal. En déduire le degré de pureté de l'échantillon de bicarbonate.

Voici ce que j'ai fait :
a) K = 1/Ka = 2 * 10^6.

b) OH- peut réagir avec H3O+ et avec CO2.

c) Le protocole (chauffage + pierre ponce) a pour but de faire dégager tout le CO2 qui pouvait rester dissous dans l'eau donc OH- ne va réagir que sur les H3O+ en excès.

d) H3O+ + OH- = 2H2O.

e) 1,36 * 10^-2 mol d'ion oxonium dans S2.

1,14 * 10^-2 mol consommé dans 1 g de bicarbonate.

f) ??
Pourriez vous me dire si ce que j'ai fait est juste et m'aider pour le reste s'il vous plaît?
(Surtout pour la dernière question).

Merci d'avance.

[Gmma]

Bonjour

Voilà j'ai enlevé les 2 étapes, et j'espère que vous pourrez m'aider s'il vous plaît?

Car il y a plusieurs semaines j'avais posté un message où vous m'avez demandé d'en enlever car le texte était trop long. C'est ce que j'ai fait mais après vous ne m'avez plus répondu.

J'espère que vous pourrez m'aider cette fois-ci.

Merci d'avance.

[maurice]

0.0114 mole de NaHCO3 pèse 0.94 g.
Donc ton produit présente une pureté de 94%

[Gmma]

Merci beaucoup de m'avoir répondu. :lol5: