Réponse :
1)
Couple [tex]Al^{3+} / Al , Fe^{2+} / Fe[/tex]
Demi equation electronique :
[tex]Al^{3+} + 3e^{-} = Al[/tex]
[tex]Fe^{2+} + 2e^{-} = Fe[/tex]
On observe 3 electron échangé dans la première demi équation et 2 dans la deuxieme demi équation ,
On doit avoir le même nombre d'electron échangé on multiplie donc la premiere demi equation par 2 et la deuxieme par 3 , on obtient donc :
[tex]2Al^{3+} + 6e^{-} = 2Al[/tex]
[tex]3Fe^{2+} + 6e^{-} =3Fe[/tex]
Equation global :
[tex]2Al + 3Fe^{2+} -> 2Al^{3+} + 3Fe[/tex]
2) On cherche à déterminer la masse d'aluminium (Al ) pour faire disparaitre tous les ions fer ([tex]Fe^{2+}[/tex])
On sait que [[tex]Fe^{2+}[/tex]] = 0.3 mol/L
On à utiliser 500 mL ( soit 0.5 L ) de sulfate de fer ([tex]Fe^{2+}[/tex] + [tex]SO_4^{2-}[/tex]) ,
Calculons la quantité de matière de [tex]Fe^{2+}[/tex]
n[tex]Fe^{2+}[/tex] = C * V = 0.3 *0.5 = 0.15 mol
La relation générale des quantité de matière entre les reactif dans une equation de reaction est :
[tex]\frac{nA}{A} = \frac{nB}{B}[/tex] = avec A et B les coefficient stoechiométrique
Ici on a :[tex]\frac{nAl}{2} = \frac{nFe^{2+}}{3}[/tex]
On cherche nAl soit : nAl = [tex]\frac{nFe^{2+} *2}{3}[/tex]
Donc nAl =[tex]\frac{0.15 * 2}{3} = \frac{0.30}{3} =0.1 mol[/tex]
Calculons la masse d'aluminium :
m = n*M avec M la masse molaire de l'aluminium ( soit donnée soit a prendre dans le tableau périodique ) qui est 27 g/mol
donc m =0.1*27 = 2.7g
Il faudra donc 2.7g d'aluminium pour faire disparaitre tous les ions [tex]Fe^{2+}[/tex]