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Précipité



  1. #1
    tortle

    Précipité


    ------

    Bonsoir,
    je dispose d'une solution d'un litre de (Ag+ + Cl-) saturée avec 5*10^(-2) mol de AgCl.
    On a : K_s = 10^(-9.76) avec K_s la constante de solubilité de AgCl.
    Je veux calculer le volume (minimal) d'une solution de NH3 de 5*10^-2 mol.L-1 à ajouter pour que le précipité se dissolve totalement, en supposant négligeable la réaction acido basique de NH3 et en ne tenant compte que de la formation du complexe (K_D = 10^(-7.2)).

    Y'a t il un moyen simple de calculer ce volume V ?
    Peut etre que je peux dire que la réaction de formation de est quasi totale donc que V = 1L, non?

    -----

  2. Publicité
  3. #2
    tortle

    Re : Précipité

    S'il vous plait...

  4. #3
    HarleyApril
    Modérateur

    Re : Précipité

    Bonsoir
    Tu connais la quantité d'argent initiale
    Tu calcules la concentration finale quand tout est en solution
    Tu en déduis ce que tu as dû ajouter comme ammoniaque

    Bonne continuation

  5. #4
    tortle

    Re : Précipité

    Est ce que mon raisonnement est bon ? :
    On a [Cl-]final = (s+5*10^-2)/(1+V) avec s solubilité de Agcl = car tout les Cl sont sous forme d'in.
    On en déduit avec le Ks l'[Ag+] final.
    Et avec le Kd on en déduit le [NH3] final.

  6. A voir en vidéo sur Futura
  7. #5
    tortle

    Re : Précipité

    Un petit UP svp.

  8. #6
    moco

    Re : Précipité

    Ton problème n'est pas clair.
    Tu dis que tu disposes d'une solution de AgCl "saturée avec 0.05 mole de AgCl".
    Cela ne veut rien dire. AgCl est un produit très très peu soluble. On ne peut pas dissoudre 0.05 mole de AgCl dans de l'eau. Il s'en dissout bien moins, au maximum 10-4.88 mole par litre.

    Peut-être faudrait-il que l'on réécrive ton problème ainsi : On disperse 0.05 mole de AgCl dans 1 litre d'eau. Une partie se dissout. On rajoute un volume V de NH3 0.05 M.
    Combien faut-il en rajouter pour que AgCl se dissolve et se transforme en ion [Ag(NH3)2]+ ?

    Ce problème n'est pas facile. Voyons comment le traiter.

    Il faut rajouter 0.10 mole de NH3, pour former 0.05 mole de ion complexe, plus x qui reste en solution.
    Le volume total de NH3 0.05 M sera donc 2 litres + x/c, donc 2 + x/0.05.
    Le volume final sera 1 + 2 + x/0.05 = 3 + 20x

    On a l'équilibre:
    Ag+ + 2 NH3 --> Ag(NH3)2+
    Les concentrations, une fois tout AgCl dissous, seront :
    Ag+ = 10-9.76/(0.05/3 + 20x)
    NH3 = x/(3 + 20x)
    Ag(NH3)2+ = 0.05/(3 + 20x)

    Tu poses ensuite la constante d'équilibre de ton complexe :

    K = [Ag(NH3)2+]/[Ag+][NH3]2 = 107.2

    Tu obtiens une équation à 1 inconnue n, mais du 2ème degré.
    Bonne chance pour la résoudre

  9. Publicité
  10. #7
    tortle

    Re : Précipité

    En fait je voulais dire :
    On dispose d'une solution de 1L de (Ag+ + Cl-) saturée ET avec 5*10^-2 mol.L-1 de précipité. (c'est ca que j'appelais AgCl).
    Voici la méthode que je propose :
    Soit V le volume versé de NH3 0.05M.
    A l'équilibre, on veut que tout les Cl soient sous forme d'ion (on a dissout le précipité entierement).
    Donc Cl- = s+0.05
    Or Cl- * Ag+= K_s. On en déduit Ag+(final).
    Ag+ + 2 NH3 --> Ag(NH3)2+
    On a : AG+(final)*(0.05*V-x)²=10^(7.2)*x
    Or on a par l'electroneutralité
    Ag+(final)+x=Cl-(final) ce qui permet de calculer x et donc V par l'équation ci dessus.
    Est ce correct ?

  11. #8
    tortle

    Re : Précipité

    qu'en pensez vous ?

  12. #9
    tortle

    Re : Précipité

    S'il vous plait.

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