Activité: Dissolution (corrigé)

« Nom  :     Prénom  :     Activité  :  Dissolution  -­‐  Corrigé   Classe  :   Groupe  :   Date  :     Données  :   Elément   H   C   N   O   Na   Al   P   S   Cl   Fe   I   Ba   Masse  molaire  (g/mol)   1,00   12,0   14,0   16,0   23,0   27,0   31,0   32,1   35,5   55,9   127   138     Tests  de  reconnaissance  d’ions  :   Ion  à  tester   Réactif   Résultat   Aluminium  (Al3+)   Précipité  blanc  d’hydroxyde  d’aluminium   Fer  II  (Fe2+)   Précipité  vert  d’hydroxyde  de  fer  II   -­‐)   Ions   h ydroxyde   ( HO Fer  III  (Fe3+)   Précipité  rouille  d’hydroxyde  de  fer  III   + Ammonium  (NH4 )   Fumée  blanche  d'ammoniac  (NH3)   2-­‐ 2+ Sulfate  (SO4 )   Ions  baryum  (Ba )   Précipité  blanc  de  sulfate  de  baryum       Ex.   1  -­‐   Le   sulfate   d'aluminium   est   un   solide   ionique   de   couleur   blanche.   Une   maille   de   ce   cristal   est   composée  d’ions  aluminium,  d’ions  sulfate,  et  de  18  molécules  d'eau  (on  dit  qu'il  est  octadécahydraté).   On   dispose   d’une   solution   de   soude   (Na+(aq)   ;   OH-­‐(aq))   de   concentration   [OH-­‐]   =   1,0.10-­‐1   mol.L-­‐1   et   d’une   solution  de  chlorure  de  baryum  de  concentration  en  soluté  CBaCl2  =  4,0.10-­‐2  mol.L-­‐1.     a) Quelle  est  la  formule  du  sulfate  d'aluminium  octadécahydraté  ?   (2  Al3+,  3  SO42-­‐,  18  H2O)   b) Ecrire  l’équation  de  dissolution  du  sulfate  d'aluminium  et  dresser  son  tableau  d’avancement  avec  les   expressions  littérales  des  quantités  de  matière  à  l’état  initial  et  à  l’état  final.   Al2(SO4)3  (s)     !     2  Al3+(aq)   +   3  SO42-­‐(aq)   x  =  0     ni       0       0   xmax  =  ni   0       2xmax       3xmax   c) Calculer  la  masse  molaire  du  sulfate  d'aluminium  octadécahydraté.   M  =  2  x  M(Al)  +  3  x  M(S)  +  12  x  M(O)  +  36  x  M(H)  +  18  x  M(O)  =  666  g/mol   d) Comment  préparer  100  mL  d'une  solution  de  concentration  1,0.10-­‐2  mol.L-­‐1  en  sulfate  d'aluminium   octadécahydraté  ?   Peser  m  =  M  x  n  =  M  x  C  x  V  =  666  x  1,0.10-­‐2  x  100.10-­‐3  =  0,67  g  de  solide  et  le  placer  dans  une  fiole  de  100  mL   à  remplir  avec  de  l’eau  distillée.   e) Dresser   le   tableau   d’avancement   de   dissolution   du   sulfate   d'aluminium   lors   de   la   préparation   de   cette  solution  avec  les  valeurs  numériques  à  l’état  initial  et  à  l’état  final.   ni  =  1,0.10-­‐3  mol     nf(Al3+)  =  2,0.10-­‐3  mol   nf(SO42-­‐)  =  3,0.10-­‐3  mol   f) Proposer  une  manipulation  pour  vérifier  la  concentration  de  cette  solution  en  ions  aluminium.   Ajouter  à  la  solution  60  mL  de  la  solution  de  soude  de  concentration,  filtrer  le  précipité.  Le  filtrat  ne  doit   plus  réagir  avec  la  soude.   En  effet  on  a  alors  la  réaction  Al3+  +  3  HO-­‐  !  Al(OH)3  dans  les  proportions  stœchiométriques.   g) Proposer  une  manipulation  pour  vérifier  la  concentration  de  cette  solution  en  ions  sulfate.   Ajouter  à  la  solution  75  mL  de  la  solution  de  chlorure  de  baryum  de  concentration,  filtrer  le  précipité.  Le   filtrat   ne   doit   plus   réagir   avec   les   ions   baryum.   En   effet   on   a   alors   la   réaction   SO42-­‐   +   Ba2+   !   BaSO4   dans   les   proportions  stœchiométriques.   h) Comment  préparer  100  mL  d'une  solution  de  concentration  1,0.10-­‐2  mol.L-­‐1  en  ions  sulfate  à  partir   de  sulfate  d'aluminium  octadécahydraté  ?   Peser  m  =  M  x  n  =  M  x  C  x  V  =  666  x  (1,0.10-­‐2  /  3)  x  100.10-­‐3  =  0,22  g  de  solide  et  le  placer  dans  une  fiole  de   100  mL  à  remplir  avec  de  l’eau  distillée.         La   présence   des   ions   phosphate   (PO43-­‐)   dans   les   eaux   usées   est   une   cause   majeure   de   la   dégradation   des   milieux  aquatiques  :  elle  entraîne  la  prolifération  d’algues  qui  consomment  tout  le  dioxygène  nécessaire  à  la   vie  de  l’écosystème.  Dans  certaines  stations  d’épuration,  l’extraction  des  ions  phosphate  se  fait  en  ajoutant   une  solution  de  sulfate  d’aluminium  pour  former  un  précipité  de  phosphate  d’aluminium.   i) Ecrire  l’équation  de  la  réaction  de  précipitation  entre  les  ions  aluminium  et  les  ions  phosphate.   3+ Al (aq)        +      PO43-­‐(aq)      !      AlPO4  (s)   On  veut  traiter  100  m3  d’une  eau  usée  dont  la  concentration  en  masse  d’ions  phosphate  est  de  2,1  mg/L.   j) Quel   volume   de   solution   de   sulfate   d’aluminium   de   concentration   en   soluté   1,00   mol/L   doit-­‐on   utiliser  pour  extraire  la  totalité  des  ions  phosphate  ?   D’après   la   formule   du   sulfate   d’aluminium   [Al3+]   =   2   ×   C(Al2(SO4)3)   donc   le   volume   de   solution   de   sulfate   d’aluminium  à  utiliser  est  V(Al2(SO4)3)  =  n(Al3+)  ÷  [Al3+]  =  n(Al3+)  ÷  (  2  ×  C(Al2(SO4)3)  )   D’après  l’équation  de  précipitation,  la  quantité  d’ions  aluminium  à  ajouter  est  n(Al3+)  =  n(PO43-­‐)   Or  la  quantité  d’ions  phosphate  à  traiter  est  n(PO43-­‐)  =  m(PO43-­‐)÷M(PO43-­‐)  =  Cm(PO43-­‐)  ×  V(PO43-­‐)  ÷  M(PO43-­‐)   On  obtient  donc  V(Al2(SO4)3)  =  Cm(PO43-­‐)  ×  V(PO43-­‐)  ÷  (  2  ×  C(Al2(SO4)3)  ×  M(PO43-­‐))   A.N  :  V(Al2(SO4)3)  =  2,1.10-­‐3  ×  100.103  ÷  (  2  ×  1,00  ×  95,0)  =  1,1  L     Ex.2  -­‐  Pour  extraire  du  diiode  (I2)  dissous  en  solution  aqueuse  on  peut  procéder  à  une  extraction  liquide-­‐liquide   en  utilisant  comme  solvant  extracteur  le  tétrachlorométhane  (CCl4).  On  verse  alors  la  solution  aqueuse  de  diiode   et  le  tétrachlorométhane  dans  une  ampoule  à  décanter,  on  agite  le  mélange  et  on  laisse   décanter.     a) Justifier  le  choix  du  solvant  extracteur  pour  extraire  le  diiode  de  la  phase  aqueuse.   Le  tétrachlorométhane  a  une  géométrie  tétraédrique  et  le  centre  des  charges  partielles   positives  est  confondu  avec  le  centre  des  charges  partielles  négatives  comme  le  montre  la   formule  développée  ci-­‐contre.  Donc  le  tétrachlorométhane  est  une  molécule  apolaire.     La  molécule  d’eau  a  une  géométrie  coudée  et  le  centre  des  charges  partielles  positives  ne  coïncide   pas  avec  le  centre  des  charges  partielles  négatives  comme  le  montre  la  formule  de  Lewis  ci-­‐contre.   Donc  l’eau  est  une  molécule  polaire.     Le  diiode  comporte  une  seule  liaison  covalente  apolaire  (formule  développée  :  I  –  I)  donc  c’est  une  molécule   apolaire.     On  en  .... »