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EXERCICES 11-D

Dissolution de certains solides dans certains liquides

 

EXERCICE 1


ENONCE : Dissolution du sulfate d'aluminium dans l'eau


· 1- On fait dissoudre m = 51,3 g de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 (composé ionique) dans 500 mL d'eau.

1-1 Préciser les 3 étapes de cette dissolution.

1-2 Ecrire l'équation de dissolution.

1-3 Calculer la concentration de soluté apporté.

1-4 Calculer la concentration molaire volumique de chaque espèce d'ions dans la solution.

Données : Masses molaires atomiques :

M (Al) = 27 g / molM (S) = 32 g / molM (O) = 16 g / mol


· 2- A partir de la solution précédente, on veut préparer V ' = 100 mL de sulfate d'aluminium de concentration C ' = 0,15 mol / L.

Préciser la façon d'opérer (quelques calculs et certains appareils sont nécessaires).


SOLUTION :


· 1-


1-1 Décrivons les 3 étapes de la dissolution du sulfate d'aluminium dans l'eau

Cette dissolution se fait en 3 étapes (dissociation, solvatation, dispersion).

a) Dissociation du cristal

Les molécules d'eau polaires, exercent sur les ions Al +++ et SO4 - - du cristal des forces électriques qui détruisent le cristal ionique.

Les ions Al +++ et SO4 - - se détachent du cristal.

b) Solvatation des ions

Les molécules d'eau polaires s'orientent sous l'action de forces électriques. Leur pôle négatif (atome O) est attiré par un ion Al +++, leur pôle positif (situé au milieu des atomes H) est attiré par un ion SO4 - - .

Pour rappeler que les ions Al +++ et SO4 - - sont solvatés (liés à des molécules d'eau) on les écrira souvent Al +++ (aqueux) et SO4 - - (aqueux) ou, plus simplement, Al +++ (aq) et SO4 - - (aq).

c) Dispersion des ions

Les deux étapes précédentes, dissociation du cristal en ions séparés, solvatation des ions, sont suivies de la dispersion des ions solvatés dans tout le volume occupé par le liquide. Une agitation permet d'accélérer cette 3° phase.


1-2 Ecrirvons l'équation de dissolution du sulfate disodique solide Na2SO4 (s) dans l'eau.

Al2(SO4)3 (s) 2 Al +++ (aq) + 3 SO4 - - ( aq)


1-3 Calculons la concentration de soluté apporté.

La masse molaire du sulfate disodique est :

M (Al2(SO4)3) = 27 x 2 + (32 + 16 x 4) x 3 = 54 + (32 + 64) x 3 = 54 + 96 x 3 = 342 g / mol

La quantité de matière en moles correspondant à m = 51,3 g de sulfate d'aluminium Al2(SO4)3 est :

n = m / M = 51,3 / 342 = 0,15 mol

La concentration molaire volumique C en soluté apporté est :

C = n / V = 0,15 / 0,50 = 0,30 mol / L (4*************************1)


1-4 Calculons la concentration molaire volumique de chaque espèce d'ions dans la solution.

La réaction associée à la dissolution du sulfate de sodium s'écrit :

Al2(SO4)3 (s) 2 Al +++ (aq) + 3 SO4 - - ( aq)

1 Al2(SO4)3 (s) 2 Al +++ (aq) + 3 SO4 - - ( aq)

On voit que l'apport de n = 0,30 mole de sulfate d'aluminium solide fait apparaître, en solution :

n ( Al +++ ) = 0,30 x 2 = 0,60 mole d'ions sodium Na + (aq) (43)

n ( SO4 - - ) = 0,30 x 3 = 0,90 mole d'ions sulfate SO4- - (aq) (44)

Les concentrations molaires volumiques des espèces présentes dans la solution sont notées [ Al +++ ] et [ SO4- - ] :

[ Al +++ ] = n ( Al +++ ) / V = 0,60 / 0,500 = 1,2 mol / L (45)

[ SO4- - ] = n ( SO4 - - ) / V = 0,90 / 0,500 = 1,8 mol / L (46)


· 2- A partir de la solution mère précédente Cmère = 0,30 mol / L, on veut préparer V ' = 100 mL = 0,100 L de sulfate d'aluminium de concentration C ' = 0,15 mol / L (solution fille).

Préciser la façon d'opérer (quelques calculs et certains appareils sont nécessaires).

La quantité en mole de sulfate d'aluminium pris dans la solution mère se retrouve dans la solution fille :

n (fille) = n (mère)

C fille x V fille = C mère x V mère

0,15 x 0,100 = 0,30 x V mère

Dans la solution mère il faut prendre un volume :

V mère = 0,15 x 0,100 / 0,30 = 0,015 / 0,30

V mère = 0,050 L = 50 mL

V mère = 0,050 L = 50 mL

Préparation : On place un peu d'eau distillée dans une fiole jaugée de 500 mL. Avec une burette graduée de 50 mL, on verse 50 mL de la solution mère de sulfate d'aluminium. On agite puis on complète avec de l'eau distillée jusqu'au trait de jauge. On bouche la fiole et on agite de nouveau pour homogénéiser la solution. (************************)


EXERCICE 2


ENONCE : Solvant polaire (eau) et solvant apolaire (cyclohexane)

On considère 2 solvants liquides (dans les conditions du laboratoire) : l'eau et le cyclohexane.


· 1- Préciser leur formule de Lewis et leur caractère polaire ou apolaire.


· 2- On considère les produits chimiques suivants :

Chlorure de sodium (solide) - diiode (solide) - sulfate d'aluminium (solide)

Quel est le meilleur solvant (eau ou cyclohexane) de ces 3 produits ?

Dans le cas d'un soluté ionique, écrire son équation de dissolution dans l'eau.


SOLUTION :


· 1- L'eau et le cyclohexane

La molécule d'eau est polaire :

(1*********5)

L'atome d’oxygène O attire vers lui les doublets d’électrons qui le lient aux deux atomes d'hydrogène H.

L'eau liquide est un solvant polaire.

 La molécule de cyclohexane est apolaire :

 

Le cyclohexane est un liquide apolaire.


· 2- On considère les produits chimiques suivants : Chlorure de sodium (solide) - diiode (solide) - sulfate d'aluminium (solide)

Le meilleur solvant du chlorure de sodium ionique est l'eau polaire.

Le meilleur solvant du diiode apolaire est le cyclohexane.

Le meilleur solvant du sulfate d'aluminium ionique est l'eau polaire.

 

A VOIR :

Exercice 11-A : Connaissances du cours n° 11.

Exercices 11-B : Solides ioniques - Force électrostatique de Coulomb - Molécules polaires.

Exercices 11-C : Interactions dans les solides moléculaires et dans les liquides moléculaires - Interactions de Van der Walls. (ci-dessus).

Exercices 11-D : Dissolution de certains solides dans certains liquides (ci-dessus).

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