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Determination pourcentage d'acide sulfamique NH2 SO3H
Bonjour
Je suis en BTS Analyse et j'ai un problème avec un exercice
Voila l'énoncé :
1) Etude d'une solution d'acide sulfamique pur :
Sachant que le pH d'une solution d'acide sulfamique à 4.10-3 mol/L vaut 2.4 , Montrer que l'acide sulfamique est un acide fort et écrire l'équation de sa réaction avec l'eau
J'ai déterminer l'équation concernant le couple SO3H
SO3H = SO3- + H+
j'ai ensuite dit que c'était un monoacide fort donc l'acide sulfamique est un acide fort est ce que c'est juste ?
Equation avec l'eau => SO3H + H2O = SO3- + H3O+ ??
2)Dosage de l'acide sulfamique par la soude
On pèse 1.2g d'acide qu'on dilue dans 200 ml . On prélève 20 mL de cette solution qu'on dose par une solution de soude a 0.1 mol/L
a. Proposer plusieurs indicateurs colorés adaptés pour ce dosage ; justifier .
A partir de là je bloc
Au début je pensais calculer la normalité grace au dosage mais je n'est pas l'équivalence donc je ne vois pas du tout .
b Sachant que le virage est obtenu pour 11.6 mL de soude versés déterminer le pourcentage d'acide sulfamique dans le détartrant étudié
J'ai vraiment besoin d'aide pour ces questions
j'ai la réel motivation de comprendre alors expliqué moi les méthodes je vous en serait vraiment très reconnaissante !
Bonsoir,
Voici quelques pistes pour te débloquer :
1) Ce n'est pas une justification. Un acide fort est un acide qui se dissocie totalement dans l'eau pour donner des ions H3O+.
On a donc : pH = -log[H3O+] = -logC (avec C la concentration de l'acide)
2)a) La soude est une base forte. Il s'agit donc d'un dosage acide fort/base forte.
La réaction de dosage est : H3O+ + HO- 
2H2O
Quel va donc être le pH à l'équivalence ?
b) A l'équivalence, n(H3O+) = n(HO-)
L'acide sulfamique étant un acide fort, n(H3O+) = n(SO3H)
1 pH= -log 4.10-3= 2.4 la production d'H3O+ étant égal à la concentration d'acide sulfamique initial la réaction avec l'eau est totale c'est donc un acide fort . C'est ça ?
2 a Etant donner que c'est un dosage base forte/ acide fort , le pH a l'équivalence est neutre ! C'est évident .
b) j'ai compris ce que vous avez expliqué mais je ne vois pas comment je pourrais calculer le pourcentage , Le volume équivalent donner doit je pense être utilisé à cette question mais je ne vois pas comment =/
enfaite si sa y'est je vient de comprendre
étant donner que n (H3O+)= n (SO3H) je vais pouvoir determiner la concentration de H3O+ en fesant n=m/M et ensuite je pourrais calculer la concentration mais je prend la masse molaire de NH2-SO3H ou Seulement SO3H ?? ensuite je calcule la quantité de matière d'acide sulfamique dans les 200mL de solution
Avec sa je pourrais calculer la masse d'acide dans les 1.2 g de détartrant et la j'aurais plus qu'a faire ( masse acide sulfamique pure )/ (masse d'acide impur ) x 100 ???
1) Ok (on a pH = -logC donc acide fort)
2)a) Oui c'est ça 
Il faut donc utiliser un indicateur coloré donc la zone de virage se situe aux alentour de pH 7
b) Non, il s'agit d'un dosage donc on utilise le volume équivalent :
n (H3O+)= n (HO-) = [HO-]
Véq
Effectivement je n'avais pas vu : acide sulfamique = NH2SO3H (et non SO3H = acide sulfonique)
n(H3O+) = n(NH2SO3H) on en déduit m(NH2SO3H) dans le détartrant
Le pourcentage massique est : m(NH2SO3H)/m(détartrant
donc n(H3O+) = 1.16 mmol et n(H3O+) = n(NH2SO3H) = 1.16mmol
n= m/M je peux donc trouver la masse facilement mais il y à un calcul intermédiaire avec la dilution non ??
Oui c'est bien ça pour le nombre de moles n.
Ce n'est pas une dilution, mais effectivement le dosage donne n pour les 20 mL de solution dosée donc il faut en déduire n dans les 200 mL de solution préparée.
n acide dans 20 ml --> 1.16mmol donc pour 200 ml --> nacide = 11.6 mmol
n=m / M => 11.6 x 10-3 = m / 97 d'ou m = 1.1g
1.1/1.2= 91,6% ?
Impecable ! ben merci beaucoup j'ai tout compris et je sais les méthodes maintenant =) merci mille fois !
Bon courage pour la suite !
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