sulfate d'aluminium [40595] |
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Posté le : 27/03/2007, 19:36 (Lu 16598 fois) | Bonjour à tous !
J'ai préparé une solution de sulfate d'aluminium à 0,5 mol/L et j'ai un énorme précipité blanc dans le fond. J'ai d'abord pensé qu'il s'agissait d'un précipité d'hydroxyde d'aluminium mais après avoir acidifié (H2SO4 concentré) il n'a pas disparu... Qu'est ce vous en pensé, que dois je faire ??
Merci !!
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Re: sulfate d'aluminium [40600] |
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Posté le : 27/03/2007, 19:38 (Lu 16595 fois) | peut etre que tu n'as pas fait le bon dosage et que la solution est saturée
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Re: sulfate d'aluminium [40602] |
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Posté le : 27/03/2007, 19:40 (Lu 16592 fois) | La solubilité du Al(SO4)3 est 380g/L à 25°C(Handbook 2003) donc je ne pense pas, ou alors tu as fait une très très grosse erreur
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Re: sulfate d'aluminium [40621] |
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Posté le : 27/03/2007, 20:49 (Lu 16583 fois) | As-tu utilisé de l'eau distillée ? ou de l'eau déminéralisée ? Si c'est le cas ton sulfate d'aluminium devrait se dissoudre.
Mais si tu as utilisé de l'eau du robinet, elle contient du calcaire. Et les ions bicarbonate HCO3- qu'elle contient réagissent avec le ion Al3+ pour former un précipité gélatineux et volumineux d'hydroxyde d'aluminium.
3 HCO3- + Al3+ --> Al(OH)3 + 3 CO2
Mais ce précipité devrait se redissoudre dans un excès d'acide. Il en faudra peut-être beaucoup, hélas.
| Professeur de chimie de niveau préuniversitaire
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Re: sulfate d'aluminium [40629] |
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Posté le : 27/03/2007, 21:31 (Lu 16569 fois) | Merci beaucoup pour vos réponses
J'ai utilisé de l'eau déminéralisée et j'ai quand même mis près de 30 ml d'H2SO4 !!
Je vérifierais quand même le pH demain.
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Re: sulfate d'aluminium |
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Posté le : 27/03/2007, 21:59 (Lu 16562 fois) | H2SO4 98% ?
Ca doit pas être ça alors, tu as mélangé?
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Re: sulfate d'aluminium [40631] |
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Posté le : 27/03/2007, 22:05 (Lu 16559 fois) | Oui, c'était bien du concentré ! et j'ai mélangé ! Bizarre.....
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Re: sulfate d'aluminium [40632] |
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Posté le : 27/03/2007, 22:16 (Lu 16555 fois) | 30mL de H2SO4 98% ?? Le pH doit être vers -1 !(enfin ça dépend du volume total, c'est combien ?)
Donc je vois mal du Al(SO4)3 dans ce cas
800
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Edité le 27/03/2007 à 22:16 par Unkky
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Edité le 05/04/2007 à 16:53 par Unkky
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Re: sulfate d'aluminium [40634] |
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Posté le : 27/03/2007, 22:24 (Lu 16550 fois) | J'ai réalisé 1 litre de solution !
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Re: sulfate d'aluminium [40638] |
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Posté le : 27/03/2007, 22:49 (Lu 16542 fois) | Dans ce cas là c'est pas -1!
Tu as pas dû baisser énormément le pH...
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Edité le 27/03/2007 à 22:50 par Unkky
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Re: sulfate d'aluminium [40679] |
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Posté le : 28/03/2007, 21:13 (Lu 16515 fois) | sauf erreur de ma part, le pH inférieur à 0 ou supérieur à 14 n'existent pas en milieu aqueux...
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Re: sulfate d'aluminium [40684] |
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Posté le : 28/03/2007, 22:43 (Lu 16509 fois) | En effet, ils n'existent pas mais ça doit pas être cette condition parce que l'acide nitrique 69% est à environ 14mol/L donc en-dessous de 0
Enfin, vaut mieux attendre l'avis de quelqu'un de mieux calé
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Re: sulfate d'aluminium [40773] |
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Posté le : 31/03/2007, 11:58 (Lu 16470 fois) |
Citation sauf erreur de ma part, le pH inférieur à 0 ou supérieur à 14 n'existent pas en milieu aqueux... |
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tu as raison seuls les acides purs a 100 % ont un pH en dehors de l'intervalle [ 0-14 ]
par exemple l'acide sulfurique des zones volcaniques a un pH qui varie entre -1 et 0...
pour les bases je ne sais pas
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Re: sulfate d'aluminium [40778] |
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Posté le : 31/03/2007, 13:03 (Lu 16460 fois) | peut etre avec de hydroxydes forts (CsOH,RbOH,FrOH) fondus
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