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.
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
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])
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
bonjour Lamat
les 10% supplémentaires sont calculés avec la qté de matière
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 .
Erreur de ma part , j'ai mal lu l'énoncé ! Je suis parti avec l'idée d'une solution H2SO4 10% . Excusez - moi ; molécule10 .
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.
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
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
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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