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sulfate d'aluminium [40595]

Swéb messages postés Posté le : 27/03/2007, 19:36 (Lu 16606 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 !!

Re: sulfate d'aluminium

Sachemist 593 messages postés Posté le : 27/03/2007, 19:38 (Lu 16603 fois) peut etre que tu n'as pas fait le bon dosage et que la solution est saturée

Re: sulfate d'aluminium [40602]

Unkky Modérateur 593 messages postés Posté le : 27/03/2007, 19:40 (Lu 16600 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

Re: sulfate d'aluminium [40621]

maurice Modérateur 1758 messages postés Posté le : 27/03/2007, 20:49 (Lu 16591 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

Re: sulfate d'aluminium [40629]

Swéb messages postés Posté le : 27/03/2007, 21:31 (Lu 16577 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.

Re: sulfate d'aluminium [40630]

Unkky Modérateur 593 messages postés Posté le : 27/03/2007, 21:59 (Lu 16570 fois) H2SO4 98% ? Ca doit pas être ça alors, tu as mélangé?

Re: sulfate d'aluminium [40631]

Swéb messages postés Posté le : 27/03/2007, 22:05 (Lu 16567 fois) Oui, c'était bien du concentré ! et j'ai mélangé ! Bizarre.....

Re: sulfate d'aluminium [40632]

Unkky Modérateur 593 messages postés Posté le : 27/03/2007, 22:16 (Lu 16563 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 ---------- Edité le 27/03/2007 à 22:16 par Unkky ---------- Edité le 05/04/2007 à 16:53 par Unkky

Re: sulfate d'aluminium [40634]

Swéb messages postés Posté le : 27/03/2007, 22:24 (Lu 16558 fois) J'ai réalisé 1 litre de solution !

Re: sulfate d'aluminium [40638]

Unkky Modérateur 593 messages postés Posté le : 27/03/2007, 22:49 (Lu 16550 fois) Dans ce cas là c'est pas -1! Tu as pas dû baisser énormément le pH... ---------- Edité le 27/03/2007 à 22:50 par Unkky

Re: sulfate d'aluminium [40679]

chemist38 435 messages postés Posté le : 28/03/2007, 21:13 (Lu 16523 fois) sauf erreur de ma part, le pH inférieur à 0 ou supérieur à 14 n'existent pas en milieu aqueux...

Re: sulfate d'aluminium [40684]

Unkky Modérateur 593 messages postés Posté le : 28/03/2007, 22:43 (Lu 16517 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

Re: sulfate d'aluminium [40773]

Oppo Rancisis 430 messages postés Posté le : 31/03/2007, 11:58 (Lu 16478 fois) Citation sauf erreur de ma part, le pH inférieur à 0 ou supérieur à 14 n'existent pas en milieu aqueux... 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

Re: sulfate d'aluminium [40778]

Sachemist 593 messages postés Posté le : 31/03/2007, 13:03 (Lu 16468 fois) peut etre avec de hydroxydes forts (CsOH,RbOH,FrOH) fondus

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