Equilibres chimiques-Précipitation

[Albey]

Bonjour, j'essaye de faire une question d'examen de l'année passée sur les équilibres chimiques. Mais je suis bloqué en 3.2
A 25°C Ks Al(OH)3 = 10-33 ; KD Al(OH)4 =10-34
3.1 Calculer la solubilité de l’hydroxyde d’aluminium à pH=4 à 25°C
3.2 A 25°C, on a 500ml de solution aqueuse d’AL3+ 0,25mol/L et de HNO3 0,25mol/L. On ajoute
progressivement du NaOH solide. On fait l’hypothèse que le volume reste constant
a) Quelle est la masse minimale de NaOH à ajouter pour précipiter 90% de l’aluminium sous
forme d’hydroxyde insoluble ?
b) Quel est le pH de re-dissolution complète en milieu basique ?

J'ai réussi le 3.1 et j'ai eu 0,001 mol/L comme réponse

Pour le 3.2.a) comme 90% est précipité sous forme de Al(OH)3, on sait qu'il reste 0,025 mol/L d'Al3+ en solution. Pour trouver le pH de la solution j'ai utilisé la formule
pH=-log(H3O+) vu que HNO3 est un acide fort et j'ai obtenu un pH de 0,6 ce qui me paraît très bas. Puis j'ai calculé la concentration en OH- en solution. pOH=14-0,6=13,4 et donc concentration en OH- = 10exp(-13,4).
On sait que Al3+ peut se trouver sous deux formes: Al(OH)4- et Al3+. Et la concentration totale en solution est de 0,025 mol/L
Et je suis bloqué à cette étape.

Quelqu'un peut m'aider à résoudre cette question svp?
Merci d'avance
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[gts2]

J'ai réussi le 3.1 et j'ai eu 0,001 mol/L comme réponse.

0,001 mol.L est la concentration en Al3+ pas la solubilité : une partie de Al est sous forme Al(HO)4-

Pour le 3.2.a) comme 90% est précipité sous forme de Al(OH)3, on sait qu'il reste 0,025 mol/L d'Al3+ en solution.

OK (avec votre remarque : "on sait que Al3+ peut se trouver sous deux formes: Al(OH)4- et Al3+"

Pour trouver le pH de la solution j'ai utilisé la formule pH=-log(H3O+) vu que HNO3 est un acide fort et j'ai obtenu un pH de 0,6 ce qui me paraît très bas.

C'est le pH de la solution initiale donc cela n'intervient pas dans la question posée.

En tenant compte de "Al3+ peut se trouver sous deux formes: Al(OH)4- et Al3+" exprimée en fonction de (HO-), vous pouvez trouver (HO-)

Il faut ensuite faire un bilan des dits HO-.

[moco]

The data given for the constant of Al(OH)4^- is probably wrong. It is not possible to get KD(Al(OH)4^- and Ks(Al(OH)3) nearly equal ! It would mean that the concentration of Al^3+ changes by a factor of about 1 million who coming from Ks to KD.

[Albey]

Merci

J'ai calculé la concentration en OH- au début de précipitation. Il n'y a pas de Al(OH)4- et donc la concentration en Al3+ est de 0,25 mL. J'ai trouvé 1,5874.10^(-11) mol/L pour la concentration en OH- en utilisant le Ks de Al(OH)3. Et le pH est de 2,2. Mais je suis de nouveau bloquée. On sait qu'à la fin de précipitation la concentration en Al(OH)4- + Al3+ est de 0,025 mol/L. Je pense que OH- sera aussi nécessaire pour neutraliser l'acide nitrique. IL faut en tenir en comte à la fin pour la concentration. Je sais pas comment je dois continuer par la suite

[A voir en vidéo sur Futura]

[gts2]

Je précise :

Pour 3.1 : 0,001 mol/L est correcte mais il faut justifier qu'on peut négliger Al(HO)4-
Pour 3.2.a : même calcul (et même approximation) qu'en 3.1 à l'envers (en 3.1 on donne le pH, il faut trouver Al3+, ici on donne Al3+ il faut trouver HO-)

[gts2]

J'ai calculé la concentration en OH- au début de précipitation....

Ce n'est pas demandé.

On sait qu'à la fin de précipitation la concentration en Al(OH)4- + Al3+ est de 0,025 mol/L.

Oui (sauf que ce n'est pas la fin, mais simplement la valeur qui est demandée). On doit pouvoir (à vérifier) négliger Al(HO)4-.

Je pense que OH- sera aussi nécessaire pour neutraliser l'acide nitrique. Il faut en tenir en comte à la fin pour la concentration.

C'est bien cela donc n(NaOH)= xx (pour neutraliser HNO3) + yy (pour former le précipité)