Bonjour, je n'arrive pas à résoudre ce problème qui me semble assez basique, je n'ai aucune idée de la marche à suivre.
On désire préparer 50,0 g d’une solution aqueuse contenant 0,20 % en masse de CaCO3 (M = 100 g/mol) et on dispose d’un flacon de sel hydraté CaCO3.10H2O (M = 280 g/mol).
Combien de grammes du sel hydraté seront-ils nécessaires pour préparer la solution aqueuse ?
Merci d'avance
Commençons par simplifier le problème.
Si c'était du carbonate de calcium anhydre qui était utilisé pour la préparation, quelle masse en faudrait-il pour préparer 50g de solution à 0,2% en CaCO3?
Des questions pour vous guider ensuite :
-une fois dissout dans de l'eau, que devient le carbonate de calcium décahydraté? y-a-t'il une différence qualitative entre une solution de carbonate de calcium anhydre et décahydraté?
-quelle masse de carbonate de calcium décahydraté faut-il peser pour avoir la même quantité de carbonate de calcium (en terme de quantité de matière) que dans une masse x de carbonate de calcium anhydre?
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Ce problème est un peu bizarre, car, à ma connaissance, CaCO3·10H2O n'existe pas.
Pour le résoudre, il faut passer par les moles.
J'espère que tu sais comment calculer combien de moles CaCO3 il y a dans 0,2% de 50 g.
Et tu dois utiliser le même nombre de moles de CaCO3·10H2O, et donc une masse de ce produit égale à 280 g/mol multiplié par le nombre de moles que tu viens d'obtenir. Fais le calcul
j'avais pas tiqué, mais il y a pire, il est impossible de préparer une solution aqueuse à 0,2% en carbonate de calcium, c'est trop peu soluble.Ce problème est un peu bizarre, car, à ma connaissance, CaCO3·10H2O n'existe pas.
le problème a du être fabriqué au hasard. Vu l'objectif du problème, ce n'est pas vraiment un souci.
m@ch3
Never feed the troll after midnight!
Merci à vous deux, effectivement c'est un problème pour un examen d'entrée sûrement généré au hasard. J'ai réussi la problème du coup, mais je ne comprends pas pourquoi le nombre de moles de CaCO3 (0,001mol) est réutilisé dans le calcul de la masse nécessaire de CaCO3.10H2O, étant donné que ce ne sont pas les mêmes produits.
A mach3 :
C'est vrai que c'est impossible de préparer une solution à 0.2% de CaCO3 dans de l'eau pure. Mais si cette eau est au contact du gaz carbonique de l'air, elle dissout un peu de ce CO2, et elle est alors capable de dissoudre CaCO3 en le transformant en ion Ca2+ et HCO3-, selon l'équation :
CaCO3 + H2O + CO2 --> Ca2+ + 2 HCO3-
A Marin 1.
Je vois que tu n'as pas compris ce que signifie le terme de mole. Une mole n'est pas une masse. C'est une collection d'un très grand nombre d'atomes ou de molécules. C'eat un peu comme le terme douzaine, ou centaine. Mais le nombre est beaucoup plus grand. Quand tu prends une douzaine de groupe CaCO3, tu prends aussi une douzaine d'atome Ca, car chaque CaCO3 contient 1 atome Ca.
C'est pareil avec CaCO3·10H2O. Si tu considères un échantillon fait de une mole de cette substance, il contient aussi 1 mole de CaCO3, et 1 mole de Ca, et 3 moles d'atomes O.
super explication, merci!
