L'aspirine : groupes caractéristiques, acide-base, synthèse et titrage

Ce long exercice de chimie de 6,5 points, prévu pour environ 1 h 18, est le plus lourd de l'épreuve du bac S 2009 d'Amérique du Sud. Il raconte l'histoire de l'aspirine, de la salicine extraite du saule jusqu'à la synthèse au laboratoire, et balaie en trois parties indépendantes une bonne partie du programme de chimie : formules topologiques, couples acide-base, constante d'équilibre, chauffage à reflux, rendement et dosage. On peut donc le traiter partie par partie lors de révisions ciblées.

Partie 1 : structure et propriétés acide-base

Les premières questions demandent de nommer les groupes encadrés : hydroxyle pour la salicine, carboxyle pour l'acide salicylique, ester pour l'acide acétylsalicylique. Le piège consiste à répondre hydroxyle ou carbonyle pour l'acide salicylique alors que l'ensemble forme un seul groupe carboxyle. On dessine ensuite l'ion salicylate en retirant le H du groupe carboxyle, sans toucher au groupe hydroxyle du cycle.

Le diagramme de prédominance du couple AH/A^-, de pKa 3,5, permet de conclure que dans l'estomac, où le pH est voisin de 1, c'est la forme acide AH qui prédomine. La suite étudie l'aspirine tamponnée : on écrit la réaction entre les ions hydrogénocarbonate et les ions oxonium, on calcule sa constante K = 1/Ka = 10^6,4, soit K = 2,5 × 10⁶, puis on utilise le critère d'évolution pour montrer que ces ions consomment des ions oxonium et font donc augmenter le pH de l'estomac.

Partie 2 : synthèse de l'aspirine

Il faut d'abord reconnaître le montage de chauffage à reflux, le montage (a), et le distinguer d'une distillation fractionnée. Après la formule semi-développée de l'anhydride éthanoïque, on explique pourquoi il remplace l'acide acétique : la réaction est rapide et totale, alors que l'estérification par l'acide est lente et limitée. L'acide sulfurique joue le rôle de catalyseur.

Le cœur quantitatif de l'exercice arrive ensuite. Pour le liquide, il faut passer par la masse volumique : n = ρV/M. On trouve n = 7,25 × 10^-2 mol d'acide salicylique et 0,127 mol d'anhydride, ce qui désigne l'acide salicylique comme réactif limitant. La masse théorique d'aspirine vaut 13,0 g et le rendement 80,5 %. Le corrigé insiste sur un point souvent négligé : garder la valeur non arrondie en mémoire pour ne pas fausser le résultat suivant.

Partie 3 : titrage et contrôle de la pureté

Le titrage par la soude repose sur la réaction HA + HO^- → A^- + H₂O. La relation à l'équivalence donne 2,3 × 10^-3 mol d'aspirine dans la prise d'essai, donc dix fois plus dans la fiole. La masse correspondante, 4,2 g, est nettement inférieure aux 6,0 g introduits : l'aspirine préparée n'est pas pure, avec environ 30 % d'impuretés.

Conseils pour réussir cet exercice

Lisez bien l'unité de chaque donnée avant de calculer une quantité de matière, gardez les chiffres significatifs imposés par l'énoncé et justifiez toujours le choix du réactif limitant. Pour les questions de cours, nommez le groupe caractéristique et sa famille. Chaque réponse du corrigé est rédigée comme sur une copie, avec des écrans de calculatrice pour vérifier vos calculs.