De l'acide salycilique à l'aspirine, Bac Métropole 09 / 2026

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Exercice 1 (9 points).
Le saule blanc est un arbre dont l’écorce a longtemps été utilisée pour en extraire la molécule d’acide salicylique, avant qu’elle ne soit obtenue par synthèse chimique. L’acide salicylique entrait dans la composition de médicaments permettant de lutter contre la fièvre et d’atténuer la sensibilité à la douleur, avant d’être remplacé par son dérivé, l’acide acétylsalicylique, aussi appelé aspirine.
Le but de cet exercice est d’étudier quelques propriétés de l’acide salicylique, d’en vérifier la concentration dans une préparation pharmaceutique puis d’étudier la synthèse de l’aspirine, dont ilbest l’un des réactifs.
Données :
 formule développée de l’acide salicylique :
 valeurs des pKA des couples acide-base associés à l’acide salicylique, de formule brute C7H6O3, à 25 °C :
 C7H6O3(aq) / C7H5O3 – (aq) : pKA1 = 3,0 ;
C7H5O3 – (aq) / C7H4O3 2- (aq) : pKA2 = 13,6 ;
 masse molaire de l’acide salicylique : M = 138 g∙mol–1 ;
 solubilité de l’acide salicylique dans l’eau à 25 °C : s = 2,24 g∙L–1 ;
1. Étude de la molécule d’acide salicylique
Q1. Représenter le schéma de Lewis de l’acide salicylique puis entourer et nommer les deux groupes caractéristiques de la molécule.

Q2. Parmi les espèces participant aux couples acide-base associés à l’acide salicylique, identifier en justifiant l’espèce amphotère.
C7H5O3 – (aq) peut se comporter comme un acide ou comme une base.
Q3. Déterminer la valeur de la masse minimale d’acide salicylique à peser pour préparer un volume de 200 mL de solution aqueuse saturée à 25 °C. On note S cette solution.
2,24 g par litre soit 2,24 / 5 = 0,448 g dans 200 mL.
Q4. Montrer que la concentration C en acide salicylique apporté de la solution S est voisine de 16,2 mmol∙L–1.
 0,448 / 138 =3,25 10-3 mol dans 0,20 L.
C = 3,25 10-3 / 0,20 = 1,62 10-2 mol / L = 16,2 mmol∙L–1.
Q5. Écrire l’équation de la réaction modélisant la transformation acide-base ayant lieu entre l’acide salicylique et l’eau, en ne tenant compte que de sa première acidité.
C7H6O3(aq) +H2O(l) = C7H5O3 – (aq) + H3O+aq.
À 25 °C, on mesure le pH de la solution S. Celui-ci a pour valeur 2,4.
Q6. À partir de la valeur de pH, montrer que l’acide salicylique est un acide faible dans l’eau.
[H3O+aq] = 10-2,4 = 4,0 10-3 mol / L=4,0 mmol / L << 16,2 mmol / L
Q7. Donner la relation entre la constante KA1 du couple acide salicylique / ion salicylate, les concentrations des espèces à l’équilibre et c°. En déduire la valeur de pKA1. Commenter.
Ka1 = [H3O+aq][C7H5O3 – (aq)] / ([C7H6O3(aq)]c°)= 10-2,4 * 10-2,4 / (16,2 10-3)=9,78 10-4.
pKa1 = -log(9,78 10-4)=3,0. En accord avec la valeur donnée.

2. Dosage de l’acide salicylique contenu dans un collyre
Un collyre est une solution vendue en pharmacie et destinée à être utilisée dans les yeux. On étudie un collyre dont le principe actif est l’acide salicylique ; la notice indique que la concentration en principe actif est de 1 mg·mL–1.
Données :
 pH du collyre étudié : 7,0 ;
 pour discuter de l’accord du résultat d’une mesure avec une valeur de référence, on peut
utiliser le quotient || x - xref| / u(x)
 avec x la valeur mesurée, xref la valeur de référence et u(x) l’incertitude-type associée à la valeur mesurée x ;
 l’incertitude associée à une grandeur a·x, où a est une constante, vérifie u(a·x) = a·u(x) ;
spectre d’absorption d’une solution aqueuse d’acide salicylique en milieu basique :

Q8. Représenter le diagramme de prédominance des différentes formes acide-base associées à l’acide salicylique. En déduire la forme prédominante présente dans le collyre.

A pH = 7, la forme C7H5O3 – (aq)  prédomine.
Pour des raisons pratiques, le dosage est effectué en milieu basique. Dans ces conditions, la forme
prédominante déterminée à la question Q8 reste la même.
Q9. Justifier que la solution aqueuse d’acide salicylique en milieu basique est incolore.
Les maximum d'absorption se situe dans le domaine UV. La solution aqueuse est donc incolore.
On prépare, en milieu basique, une gamme d’étalonnage de solutions aqueuses d’acide salicylique de concentration en masse Cm. On mesure, à la longueur d’onde l = 295 nm, l’absorbance A des différentes solutions. La figure 1 ci-dessous présente la courbe d’étalonnage A = f(Cm) obtenue.

Q10. Justifier la nécessité de diluer le collyre afin de pouvoir exploiter la courbe d’étalonnage.
La concentration en principe actif est de 1 mg·mL–1 soit 1 g / L ou 1000 mg / L.
Le collyre est dilué 20 fois : on mesure, pour la solution obtenue, une absorbance A = 1,27.
Q11. En assimilant l’incertitude-type sur la concentration du collyre dilué à l’incertitude liée à la lecture graphique, déterminer si la concentration en acide salicylique du collyre est en accord avec la valeur indiquée sur la notice.
Cm = 1000 / 20 = 50 mg / L.
Coefficient dorecteur de la droite : 1,30 / 50 = 0,026.
A = 0,026 C ; C = 1,27 / 0,026 = 48,8 mg / L.
Tenir compte de la dilution : 48,8 * 20 =977 mg / L = 0,977 g / L.
u(A) ~0,05.
(1-0,977 ) /0,05 = 0,46 < 2. Donc accord avec la valeur de la notice.

 Synthèse de l’aspirine
En 1898, le chimiste Félix Hoffmann a synthétisé pour la première fois l’acide acétylsalicylique dans le but d’améliorer l’assimilation par le corps humain des médicaments à base d’acide salicylique. Cette synthèse repose sur la réaction entre l’anhydride éthanoïque et l’acide salicylique. On admet que cette transformation chimique est totale.
La synthèse de l’acide acétylsalicylique est modélisée par la réaction suivante :
C7H6O3(s) + C4H6O3(l) → C2H4O2(l) + C9H8O4(s)
Le protocole expérimental mis en oeuvre pour la synthèse étudiée est :
Etape A.
- placer une masse de m = 2,0 g d’acide salicylique et un volume de V = 3,0 mL d’anhydride éthanoïque dans un erlenmeyer ;
- ajouter quelques gouttes d’acide sulfurique, puis chauffer à reflux pendant 20 minutes environ ;
- arrêter le chauffage et laisser refroidir le mélange réactionnel à température ambiante ;
Etape B.
- ajouter avec précaution 25 mL d’eau froide ;
- placer l’erlenmeyer dans un bain de glace : des cristaux apparaissent au bout d’environ 10 minutes ;
- filtrer les cristaux obtenus sur filtre Büchner et les rincer à l’eau froide ;
- sécher plusieurs fois les cristaux formés entre deux morceaux de papier filtre ;
- mettre l’aspirine obtenue à l’étuve.
Q12. Indiquer les consignes de sécurité à appliquer lors de cette synthèse.
Les réactifs étant toxiques, inflammables, corrosifs, port de blouse, lunettes, travail sous hotte aspirante, loin de toute flamme.
Q13. Présenter deux avantages du chauffage à reflux lors de la synthèse.
La température est un facteur cinétique ; les vapeurs se condensent dans le réfrigérant et retombent dans le milieu réactionnel, évitant les pertes de matière.
Q14. Nommer les étapes A et B du protocole expérimental.
Etape A : synthèse de l'aspirine.
Etape B : séparation et purification de l'aspirine.
Q15. Justifier l’utilisation d’eau froide et d’un bain de glace lors de
l’étape B.
Afin d’identifier les produits synthétisés, on réalise une chromatographie sur couche mince. Les différents échantillons sont dissous dans l’éluant.
Le chromatogramme obtenu est schématisé ci-dessous.

Q16. Interpréter le chromatogramme.
Le produit synthétisé contient un seul produit identifié à l'aspirine commerciale.
Q17. Déterminer le réactif limitant dans ce protocole. En déduire la masse d’aspirine théorique, notée mthéo, que l’on peut obtenir lors de la synthèse.
n (acide salycilique) = masse / masse molaire de l'acide salycilique = 2,0 / 138 =0,0145 mol.
Masse anhydride éthanoïque = volume ( mL) * masse volumique ( g / mL) = 3,0 *1,08 =3,24 g.
Masse = 3,24 / M( anhydride éthanoïque) = 3,24 / 102= 0,0318 mol. ( en excès).
L'acide salycilique est le réactif limitant.
mthéo = 0,0145 M(aspirine) = 0,0145 * 180=2,61 g.
On obtient une masse expérimentale d’aspirine mexp = 2,2 g.
Q18. Calculer le rendement de cette synthèse. Commenter.
2,2 / 2,61 = 0,84  (84 %).
Ce rendement est assez élevé.

  
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