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réaction et densité

Posté par
caramelmou
26-01-14 à 20:22

Bonjour à tous. J'ai un problème avec un exercice, je ne sais même pas par où le commencer. Voici l'énoncé:

Cinquante grammes d'aluminium sont traités par un excès de 10% de H2SO4. On observe un dégagement gazeux.
1) Écrire l'équation de la réaction
2) Quel volume d'acide sulfurique concentré de densité 1,80 et contenant 96,5% en masse de H2SO4 doit on utiliser?
3) Quel volume de dihydrogène sera recueilli au dessus de l'eau à 20°C et 785 mm de Hg ?


a) j'ai trouvé 2Al+ 3H2SO4Al2(SO4)3+3H2

b) A partir de là, je bloque. Je ne vois pas quoi utiliser.

Merci de votre aide.

Posté par
coriolan
re : réaction et densité 27-01-14 à 11:36

boujour ,
une solution de densité d =1,8 a une masse volumique de 1800 g/ dm3
la masse de H2SO4 contenue dans 1L est
m(H2SO4)= 1800*96,5/100
la concentration en H2SO4 est C= Cm/M =1800*96,5/(100*98,1)

d'après l'équation
n(Al)/2=n(H2SO4)/3
n-(H2SO4)= 3/2 n(Al)
Comme on veut utiliser 10% de plus que ne l'exigent les conditions stoechiométriques,la qté de H2SO4 nécessaire est:
n(H2SO4)=3/2 n(Al)*1,1

On connait m(Al),on peut donc calculer n(Al) puis n(H2SO4)

d'autre part n(H2SO4)=C*V
C a été calculé précédemment ,on peut calculer V .


d'après l'équation
Puisque H2SO4 est en excès,Al est le réactif limitant
on peut écrire
n(Al)/2= n(H2)/3

n(H2)=3/2.n(Al)
Pour trouver V(H2) dans les conditions indiquées ,on utilise P.V=nRT
P en Pa  .On doit savoir que 101325 Pa= 760 mm de Hg
T en kelvin
R=8,31

Posté par
Iamat
re : réaction et densité 27-01-14 à 11:37

Salut,

1) 2Al + 6H+ -> 2Al3+ + 3H2
2) n Al = masse Al/ M Al
n AL/2 = n H+/6 = n H2SO4/3
donc n H2SO4 = 3 nAl/2

Pour obtenir ces n moles de H2SO4, il faut calculer la concentration de H2SO4

1L de acide sulfurique concentré de densité 1,80 a une masse de 1.8 kg
Cette masse de 1.8 kg contient 1800*0,965 grammes de H2SO4 = mi H2SO4

Or ni H2SO4 = 1800*0,965/M(H2SO4)

donc [H2SO4]= ni H2SO4/V= 1800*0,965/M(H2SO4)/1

donc Vol H2SO4 à prélevé = n H2SO4/[H2SO4]=3 nAl/(2*[H2SO4])

Posté par
Iamat
re : réaction et densité 27-01-14 à 11:39

petit complément le
Vol H2SO4 à prélever = n H2SO4/[H2SO4]=3 nAl/(2*[H2SO4]) est le volume pour être en proportion stoechimétrique.

Ici il faut 10ù d'exces donc

V final = 1,1*Vol H2SO4 à prélever

Posté par
coriolan
re : réaction et densité 27-01-14 à 11:54

bonjour Lamat
les 10% supplémentaires sont calculés avec la qté de matière

Citation :
Comme on veut utiliser 10% de plus que ne l'exigent les conditions stoechiométriques,la qté de H2SO4 nécessaire est:
n(H2SO4)=3/2 n(Al)*1,1

A moins que j'aie fait une erreur?

Posté par
molecule10
réponse 27-01-14 à 12:36


        Bonjour  caramelmou :             Masse  moléculaire  de  H2SO4 = 98 .        Masse  atomique  de  l'aluminium  Al = 27 .


1).   2 Al  +  3 H2SO4 =====> Al2(SO4)3  +  3 H2 .

2).   Dans  l'équation  tu  vois  que  pour  2 moles  de  Al (54g) , il  faut  3 moles  de  H2SO4 pur (294g).  

        Pour  50g  d'aluminium (1,852 mol)  il  faut  ( 50 x 294 : 54 ) = 272,22g (2,77 mol )  de  H2SO4  pur


        Préparation  de  H2SO4  10%  ( P/P )  soit  10g  de  H2SO4  pur  +  90g  ou  90ml  d'eau  froide = 100g .

        Avec  272,22g  d'acide  pur  il  faudra  ( 272,22 x 90 : 10 ) = 2450g  ou  2,45 litres  d'eau  froide  ( attention  réaction  exothermique , on  ne  verse  jamais  l'eau  dans  l'acide ).

        272,22g  d'acide  pur , correspond  à  282g  d'acide  à  96,5%  avec  une  densité  de  1,8  soit  157 ml  d'acide  sulfurique .

        Dans  un  gros  ballon  en  verre , on  place  2,45 litres  d'eau  bien  froide  et  l'on  ajoute  157 ml  d'acide .


3).   Dans  l'équation  tu  vois  que  pour  2 moles  de  Al (54g) , 3 moles  de  H2  seront  libérées  soit  6g  ou  3 x 22,4 = 67,2 litres  aux  conditions  normales  ( 760 mmHg  et  0℃ ) .

        ( Je  te  laisse  calculer  le  volume  exact  selon  tes  indications  temp/pression . Loi  Boyle-Mariotte ) .

        Nous  avons  2 moles  de  Al (54g)  qui  vont  libérer  ( 50 x 67,2 : 54 ) = 62,22 litres  de  H2  ( 2,77 mol ).


        Remarque : la  réaction  va  être  très  lente  vers  la  fin ? il  me  semble  qu'il  faudrait  un  excès  d'acide  et  utiliser  de  l'aluminium  en  poudre .

        Bonnes  salutations .

        

        

Posté par
molecule10
réponse 27-01-14 à 12:42


  Erreur  de  ma  part , j'ai  mal  lu  l'énoncé ! Je  suis  parti  avec  l'idée  d'une  solution  H2SO4  10%  .  Excusez - moi ; molécule10 .

Posté par
Iamat
re : réaction et densité 27-01-14 à 16:20

Bonjour Coriolan,

je répondais à mon propre message, nous avons à priori fait les meêm calculs mais dans un ordre différent, donc je ne pense pas que nous ayons fait une erreur.

Posté par
caramelmou
re : réaction et densité 27-01-14 à 16:28

je n'arrive pas à comprendre.

Pour la question b, j'ai fait:

n(Al)/2=n(H2SO4)/3 donc n(H2SO4)= 3/2 n(Al) * 1,1
n(Al)= m(Al)/M(Al)= 50/27= 1,85 mol donc n(H2SO4)= 3/2*1,1*1,85= 3,05 mol.

Puis CV= n(H2SO4) donc V= n(H2SO4)/[H2SO4]=3,05/17,71=0,17L car [H2SO4]= Cm/M=0,965*1800/98,1=17,1.

Pour la question c, j'ai fait:

PV=nRT donc V=nRT/P
T=293,15 K
P=785mmHG=1,046.105Pa=1,0326 atm
R=8,31 J/Mol/K=0,082 L/mol/K

Et n(H2)= 3/2 n(Al)= 3/2*1,85= 2,78 mol.

En appliquant la formule avec ces données, je trouve environ 65L (soit 0,065 m3).
C'est énorme non??

Merci

Posté par
Iamat
re : réaction et densité 27-01-14 à 17:12

je n'ai pas refait le calcul exact mais l'ordre de grandeur me parait bon Vm fait environ 24L dans les conditions de l'exprience et on a environ 2 moles de Al qui donnent environ 3 moles de H2

3*24=72 L maxi pour 65L obtenu par ton calcul

Posté par
caramelmou
re : réaction et densité 27-01-14 à 17:28

Ca me paraissait énorme, mais j'y connais pas grand chose doc bon... Merci beaucoup!

Posté par
molecule10
réponse 28-01-14 à 02:05


        Bonsoir  caramelmou :   Je  reprends   la  totalité   de  ta  question .                               Masse  moléculaire  de  H2SO4 = 98 .        Masse  atomique  de  l'aluminium  Al = 27 .

  
1).   2 Al  +  3 H2SO4 =====> Al2(SO4)3  +  3 H2 .

2).   Dans  l'équation  tu  vois  que  pour  2 moles  de  Al (54g) , il  faut  3 moles  de  H2SO4 pur (294g).  

        Pour  50g  d'aluminium (1,852 mol)  il  faut  ( 50 x 294 : 54 ) =  272,2g ( 2,778 mol )  de  H2SO4  pur ;  comme  on  ajoute  un  excès  de  10%  d'acide , cela  donne  272,2 + 27,2 = 299,4 g .

        Comme  notre  H2SO4  est  de  pureté  96,5%  cela  correspond  à  ( 299,4 : 96,5 x 100 ) = 310,26g  , ( densité  1,8 ) ===> 172,4 ml  d'acide .

        Comme  la  concentration  réactionnelle  de  H2SO4  aqueux  n'est  pas  précisé ,  une  solution  aqueuse  assez  concentrée  donne  l'avantage  à  une  réaction  rapide  de  dissolution

        de  l'aluminium ; je  propose  une  solution  d'environ  24%  soit  172,4 ml  d'acide  concentré  +  1 litre  d'eau .


3).     Dans  l'équation  tu  vois  que  pour  2 moles  de  Al (54g) , 3 moles  de  H2  seront  libérées  soit  6g  ou  3 x 22,4 = 67,2 litres  aux  conditions  normales  ( 760 mmHg  et  0℃ ) .

         Pour  50g  d'aluminium  ( 1,852 mol )  on  obtiendra  ( 50 x 67,2 : 54 ) = 62,22 litres  de  H2 ( 2,778 mol ) .

        
         Aux  conditions  expérimentales  785 mmHg  et  20℃  soit  ( 273 + 20℃ = 293 ºK ) .    ⦅ P1 . V1 : T1 ⦆ = ⦅ P2 . V2 : T2 ⦆     soit   760 . X : 273 = 785 . 62,22 : 293

         760X : 273 = 166,7          760X = 273 . 166,7 = 45509      X =  45509 : 760 = 59,88 litres  d'hydrogène .

         Bonnes  salutations .  
        



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