Bloqué sur le titrage d'un détartrant

[inviteb867a03c]

Bonjour!

Pour un DM de chimie, on a un exercice à propos du titrage d'un détartant, l'acide sulfamique (formule NH₂SO₃H), acide du couple NH₂SO₃H / NH₂SO₃^-, avec une solution de soude de concentration C_B = 5,00 * 10^-1 mol * L^-1. Un sachet de détartrant de 25,0g est dissous dans 1,0L d'eau (solution A) et une prise d'essai d'un volume V₁ = 10,0mL est fait, avant d'ajouter 90mL d'eau.

À la première question on demande l'équation de la réaction avec la dissolution du détartrant dans l'eau, et j'ai trouvé:
NH₂SO₃H + H₂0 ==> NH₂SO₃^- + H₃0⁺
À la deuxième on demande l'équation de la réaction de titrage, avec la soude, j'ai trouvé:
NH₂SO₃H + HO^- ==> H₂0 + NH₂SO₃^-
On nous dit après que le volume équivalent trouvé est de V_équiv = 5,00 mL de base versé, et donc de calculer la quantité de matière d'ions hydroxyde introduite à l'équivalence. J'ai fait C_B = n(NaOH) / V_équiv, avec [HO^-] = C_B, donc n(HO^-) = C_B * V_équiv, et je trouve 2,5 * 10^-3 mol.

Après je commence à avoir un peu plus de mal : on nous demande de déterminer la quantité de matière d'ions titrés contenue dans la prise d'essai de la solution de détartrant. Est-ce qu'il faut faire un tableau d'avancement ? C'est bien n(NH₂SO₃^-) qui est demandé ici ?
Il faut ensuite déterminer la quantité de matière, puis la masse d'acide sulfamique contenue dans un sachet, là il faut obligatoirement faire un tableau d'avancement, avec les réactifs totalement consommés à l'équivalence, et donc n_i(NH₂SO₃H) = n_i(HO^-), non ? J'ai fait ça, et je trouve donc n_i(NH₂SO₃H) = 2,5 * 10^-3 mol, mais ça me paraît vraiment peu pour un sachet censé contenir 25,0g de détartrant… Je me demande si j'ai pas oublié une étape, il faudrait peut-être faire le protocole de la dilution, car juste 10mL est prélevé sur les 1,0L de solution A, donc ça change peut-être les valeurs…

Merci d'avance si vous pouvez m'éclairer, ou corriger peut-être une erreur que j'aurai fait…
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[invite2ca0cfba]

Salut effectivement la dilution influe sur la quantité de matière en acide sulfamique. La solution A contient 100 fois plus d'acide sulfamique que la solution titrée.

J'ai un doute aussi sur la réaction de titrage. Il me semble que l'acide sulfamique est un acide fort. Il se dissout quasi entièrement dans l'eau. Tu doses alors les ions oxonium et non l'acide sulfamique. Je te rassure cela ne changera pas les résultats dans ton cas.

[moco]

Tu as simplement oublié de tenir compte du fait que ton titrage porte sur 1% de la solution de départ.
Si tu utilises 5 mL de NaOH 0.5 M, cela signifie que tu as employé 2.5 millimole de NaOH, donc que tu avais 2.5 millimoles d'acide dans ta prise de 10 mL.
Cela signifie aussi que ta solution initiale de 1 litre contenant 100 fois plus d'acide, donc 0.25 mole d'acide NH₂SO₃H.
1 mole d'acide NH₂SO₃H pèse 14 + 2 + 32 + 48 + 1 = 97 g
0.25 mole d'acide pèse 0.25·97 g = ... Calcule combien cela fait. Mais cela n'est pas loin des 25 g de poudre que tu as dissous dans ton récipient de 1 litre.