Flacon de sulfate d'aluminiumm hydraté solide

[invite8a6fd8cf]

Bonjour, c'est super important, j'ai besoin de votre aide, ma prof de physique chimie m'a filé un devoir maison et je ne vois pas du tout comment démarrer
merci d'avance
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[moco]

Bonsoir,
Le Forum n'est pas une instance qui résout les problèmes à ta place. Il vient en aide à ceux qui essaient de faire quelque chose et qui buttent sur une difficulté. Essaie de faire quelque chose avec les données que tu possèdes. Tu dis que tu dois faire une solution dont la valeur s'exprime en mol/L. Sais-tu ce qu'est une mole? Comment est-ce que cela se calcule ? Tu devrais au moins s être capable de répondre à ces questions dans le cas de ton sulfate d'aluminium. Vas-y ! Essaie ! On t'aidera à aller plus loin !

[Chalco]

Une piste : c'est un exercice sur les masses molaires. Regarde les unités de quantité de matière.

[invite8a6fd8cf]

exact, je suis au courant cela concerne plus particulièrement, dans se cas la dissolution des solide ionique (donc quantité de matière et tableau d'avancement etc) mais est ce que tu sais toi ce que signifie le sulfate d'aluminium dit "hydraté"? est ce que l'hydrogène doit compter dans l'équation de dissolution?

[A voir en vidéo sur Futura]

[Chalco]

Oui : la formule est donnée. Certains sels cristallisent avec une certaine proportion d'eau. On peut s'en apercevoir par exemple en mesurant la quantité d'aluminium présente dans une masse connue de produit et en calculant la quantité de Al₃(SO₄)₃ qui lui correspond. Et en voyant alors que le poids obtenu est plus faible. On fait l'hypothèse qu'il y a de l'eau en plus et on déduit qu'il faut 14 moles d'eau pour une mole de sulfate. On vérifie ensuite en déshydratant un autre échantillon et en le pesant avant et après.