Problème 2

Un échantillon de 2,3793 g d'un hydrate cristallin

\ce{M_xA_y . z H2O}

(M étant un métal) réagit avec un excès de

\ce{SOCl2}

. Les gaz formés sont absorbés dans une solution de chlorure de baryum, d'acide chlorhydrique et de peroxyde d'hydrogène (des traces entraînées de

\ce{SOCl2}

ayant été piégées à froid). Le précipité déposé pèse 14,004 g et contient 13,74 % en masse de soufre. Par ailleurs, 1,1896 g de l'hydrate dissous dans 100 cm

^3

d'eau ; un cinquième de cette solution consomme 10 cm

^3

d'une solution de

\ce{AgNO3}

0,2 M (donnant 0,28664 g de précipité). (a) Calculer la formule de l'hydrate cristallin. (b) Sachant que l'hydrate contient au maximum 7 moles d'eau par mole d'hydrate, citer un autre hydrate hypothétique écarté par cette limite.

Étape 1 sur 4 : Eau déterminée par le chlorure de thionyle

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n(\ce{BaSO4}) = \dfrac{14.004}{233.4} = 0.0600\ \text{mol} \Rightarrow n(\ce{H2O}) = 0.0600\ \text{mol}

Analyse

Chaque mole d'eau réagit selon $\ce{H2O + SOCl2 -> SO2 + 2HCl}$ . $\ce{SO2}$ est oxydé par $\ce{H2O2}$ en $\ce{SO4^{2-}}$ , précipitant 14,004 g de $\ce{BaSO4}$ (13,74 % S, conforme à $\ce{BaSO4}$ ). L'échantillon de 2,3793 g contient donc 0,0600 mol de $\ce{H2O}$ .