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 3 sur 4 : Rapport molaire et recherche de valence

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n(\ce{Cl^-}) : n(\ce{H2O}) = 0.0200 : 0.0600 = 1 : 3

Analyse

Le rapport $\ce{Cl^-} : \ce{H2O}$ est $1 : 3$ . Pour $v=1$ : $\ce{MCl.3H2O} \Rightarrow M(\ce{M}) = 29{,}5$ (aucun métal). Pour $v=2$ : $\ce{MCl2.6H2O} \Rightarrow M(\text{hydrate}) = 237{,}93$ , $M(\ce{M}) = 237{,}93 - 70{,}91 - 108{,}09 = 58{,}93$ g mol $^{-1}$ , soit le cobalt (Co). L'hydrate est donc $\ce{CoCl2 . 6H2O}$ .