Bonjour, je me casse la tête depuis une bonne demi heure sur une question qui n'est peut être pas si difficile en fin de compte :
Les cristaux de sulfate d'aluminium III hydratés ont pour formules Al2(SO4)3, pH20. On dissout m = 9.00g de ces cristaux dans 500mL d'eau. La concentration des ions aluminium III dans la solution obtenue est [Al 3+] = 8.00.10^-2 mol/L.

1. Ecrire l'équation de dissolution des critaux de sulfate d'aluminium III anhydre. On précisera la formule du solide ionique et celle de la solution.

Al2(SO4)3 (s) => 2 Al3+(aq) + 3 SO42-(aq)

2. En déduire la concentration molaire C en soluté apporté ainsi que la concentration molaire des ions sulfate présents dans la solution.

En utilisant la formule du soluté, on voit que C = [Al3+] / 2 et [SO4 2-] = 3 * C

3. En déduire la quantité de matière de sulfate d'aluminium III hydraté.

C'est ici que je bloque. Je serais tenté de faire [Al3+]*Vsol pour trouver n cependant on me demande la quantité de matière de sulfate d'aluminium III hydraté ce qui fait intervenir quelque chose d'autre non ? ><
Je me suis dit que Vsol serait l'eau mais regardez la question 4 et 5

4. Quelle est la masse molaire du sulfate d'aluminium III hydraté.
5. En déduire la valeur de l'entier naturel p.

Est ce qu'il faut bien faire [Al3+]*Vsol si non, comment ? Merci d'avance