Bonjour,

Le sulfate d'Aluminium se vend sous forme des cristaux de formule (Al2(SO4) 3 , 18H2O)(s) :
1/Calculer la masse molaire de sulfate d'Aluminium hydraté
m=6M(Al)+3M(S)+12M(O)+36M(H)+18M(O).
2/Ecrire l'équation de dissolution dans l'eau .
Al2(SO4)3 (s) +18H2O)(s)-> 2 Al +++ (aq) + 3 SO4 - - ( aq)  

3/ Calculer la masse de sulfate d'Aluminium hydraté qu'il faut dissoudre dans 500 ml d'eau pour obtenir une solution dont la concentration molaire effective des ions d'Aluminium est : [Al3+]=5*10-2 mol/l .
[Al3+]/2=masse de sulfate d'Aluminium hydraté /masse molaire de sulfate d'Aluminium hydraté  calculée précédemment.
C'est bon pour les questions 1/ et 2/ , mais pour 3/ : je suis bloqué .

Bonjour,

[Al3+]/2=masse de sulfate d'Aluminium hydraté /0.5*masse molaire de sulfate d'Aluminium hydraté  calculée précédemment car le volume est de 0.5litre.

On va pas utiliser le tableau d'avancement ?

Et pourquoi doit on faire [Al³⁺]/2 ? Et non pas juste [Al³⁺] ?
Merci

  
          Bonsoir  Moncef10 :

1)    Masse  moléculaire  du  sulfate  d'aluminium  hydraté   Al2(SO4)3 . 18 H2O .
          ( 2 x 27 ) + 3 x ( 32 + 4 x 16 ) = 342  +  ( 18 x 18 ) = 666 .

2).   Al2(SO4)3 (aq) =====> 2 Al+++ (aq)    +    3 SO4- - (aq) .

3).   Concentration  en  cation  Al+++  par  litre  = 0,05 mol    soit    0,025 mol / 500 ml .
          Dans  666g  de  Al2(SO4)3 . 18 H2O  ( 1 mole )  on  a  ( 2 mol ) de  Al  soit  54g .
          Pour  avoir  0,025 mol  de  Al+++  soit  0,675g  d'aluminium   il  faudra  peser  
          ( 0,675 x 666 : 54 ) = 8,325g  de  sulfate  d'aluminium  hydraté  ( 0,0125 mol ) .

          Dans  un  ballon  jaugé  de  500 ml , on  place  les  8,325g  de  sulfate  et   l' on  ajoute
          de  l'eau  distillée  jusqu'à  totale  dissolution . Ensuite  on  ajuste  au  trait  de  jauge .
          Agiter .
          On  a  une  solution  contenant  0,675g  de  Al+++  soit  1,35g / litre  = 0,05 molaire .

           Bonnes  salutations .