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Dilution
Quelle est la masse de sulfate d'aluminium [Al2(SO4)3] requise pour préparer 500ml des ions sulfates à 0,1 mol/l dans une solution de sulfate d'aluminium ?
A) 11,4g
B) 34,2g
C)102,6g
D)5,0g
E) 15g
Justifier s'il vous plaît... Merci
Bonjour odbugt1, OK allons-y :
C'est une dilution donc le nombre de mol ne change pas. On aura donc:
Ni=Nf, N étant le nombre de mol
Al2(SO4)3=2Al(3+) + 3SO4(2-)
(1). (2). (3)
Ce qui fait :
N(1)=1/3N(3)
m/M=1/3[SO4(2-)]*Vs
m=1/3[SO4(2-)]*Vs*M
=0,1*0,5*342/3
m =5,7g.
Sauf que là j'ai pas cette réponse parmi mes propositions.
Vous en pensez quoi?
Je suis arrivé au même résultat et donc à la même conclusion que toi :
Aucune des propositions de réponses ne convient.
Celle qui s'en rapproche le plus est la proposition d) avec une différence non négligeable de 12% environ
Re-bonjour à tous les deux.
La formule du sulfate d'aluminium écrite par Djokidjocks est entre deux crochets.
Cette notation me fait penser que quelque chose manque (sel hydraté ?)
D'après Wikipédia, il existe un sulfate d'aluminium octadécahydraté de formule
Al2(SO4)3,18 H2O
Avec cette hypothèse, j'obtiens une masse de 11,1 g.
Quelle foire ces exercices !
Peux-tu être un peu plus clair picard? Donc en fait la masse molaire change? Avec cette formule du sulfate d'aluminium peux-tu l'équation de la réaction? Et enfin comment fais-tu pour obtenir 11,1g?
Picard je viens de refaire cet exercice en considérant la masse molaire de 18H2O et M=666g/mol.
Et je trouve effectivement m=11,1g.
Donc tu prendrais la proposition A)? Il faut noter quand même la différence de 0,3g qu'il y'a entre les deux résultats.
Peux-tu être un peu plus clair picard? Donc en fait la masse molaire change?
On parle alors de sels hydratés par opposition aux sels anhydres.
Un exemple que tu connais sans doute, est celui du sulfate de cuivre (II).
Le sulfate de cuivre anhydre est un solide blanc de formule CuSO4 ; au contact de l'air, ce composé absorbe la vapeur d'eau atmosphérique et se transforme en un solide bleu, le sulfate de cuivre pentahydraté de formule CuSO4 , 5H2O
En ce qui concerne le sulfate d'aluminium...
-s'il est anhydre, sa formule est Al2(SO4)3 de masse molaire M = (2*27) + 3*[32 + (4* 16)] = 342 g.mol-1
-s'il est hydraté, sa formule est Al2(SO4)3 , 18 H2 O de masse molaire M = (2*27) + 3*[32 + (4* 16)] + 18* [(2*1) + 16] = 666 g.mol-1
Avec cette formule du sulfate d'aluminium peux-tu écrire l'équation de la réaction? Et enfin comment fais-tu pour obtenir 11,1g?
Al2(SO4)3 , 18 H2 O
2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq) + 18 H2 O
Pour le calcul, je repars de la relation que tu as établie : N(1)=1/3N(3)
m/M=1/3[SO4(2-)]*Vs
m=1/3[SO4(2-)]*Vs*M mais avec M = 666 g.mol-1
soit m = =0,1*0,5*666/3 = 11,1 g
L'écart par rapport à l'une des réponses proposées (la A), est de moins de 3% ; peut-être vient-il des valeurs des masses atomiques utilisées dans les calculs.
Y a-t-il un tableau des masses molaires atomiques joint au sujet ?
Dans tout état de chose, je ne pense pas que beaucoup d'étudiants savent que le sulfate d'aluminium est octadécahydraté comme le dit Wikipédia (dont j'ai tiré cette info, que j'ignorais il y a quelques minutes...).
Donc tu prendrais la proposition A)? Il faut noter quand même la différence de 0,3g qu'il y'a entre les deux résultats.
J'ai simplement cherché à envisager une hypothèse qui aboutirait à une réponse proche des propositions de réponses.
Y a-t-il un tableau des masses molaires atomiques joint au sujet ?
Non, juste quelques une, mais ce sont les mêmes que celles qu'on connais.
Al(27), S(32), O(16)
Incompréhensible !
Revois quand même un peu ton énoncé...
Quelle est la masse de sulfate d'aluminium [Al2(SO4)3] requise pour préparer 500ml des ions sulfates à 0,1 mol/l dans une solution de sulfate d'aluminium ?
Je me déconnecte pour le moment, si odbugt1 repasse, il reprendra sans doute le fil.
Bon courage.
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