Dosage des chlorure par précipitation

[Sarra.k]

Bonsoir a vous
J'ai compris le principe de l'exercice comment se fait le titrage en retour est ce que vous pouvez m'aider dans l'application numérique qu'elles loi je dois utiliser je suis un peu perdu
3) Dosage des Chlorures
712 mg d'échantillon contenant une quantité inconnue de chlorure de baryum deux fois hydraté sont solubilisés dans 20 ml d'eau. On ajoute 10,5 ml d'une solution de nitrate d’argent préparée en solubilisant 17,52 g de nitrate d’argent dans 502,3 ml d'eau. L'excès de nitrate d’argent est titré en retour par 15 ml de solution de thiocyanate de potassium 0,12 M. Calculez le % en chlorure de baryum deux fois hydraté dans l'échantillon.
(M: Ag = 108; N = 14; O = 16; Ba = 137; Cl = 35,5; H = 1; SCN- = 58; K = 39)

Merci pour votre précieuse aide
-----

[molecule10]

Bonjour Sarra.K. :

Solution de AgNO3 = masse moléculaire = 170 . 17,52g de AgNO3 : 502,3 x 1000 = 34,88g donc 34,88 : 170 = 0,2052 molaire et la solution de KSCN 0,12 molaire = 97 x 0,12 = 11,64g/L


BaCl2 + 2 AgNO3 ======> 2 AgCl + Ba(NO3)2 et ensuite AgNO3 + KSCN =======> AgSCN + KNO3


Quantité de AgNO3 en excès : 15 ml de solution de thiocyanate 0,12 mol = 11,64 : 1000 x 15 = 0,1746g ( 1,8 mmol ) donc égale aussi 1,8 mmol de nitrate d'argent ( dans l'équation on a 1 AgNO3 pour 1 KSCN ) .

Quantité de AgNO3 totale : 10,5 ml de solution AgNO3 0,2052 molaire = 34,884 : 1000 x 10,5 = 0,3662g ( 0,002154 mol ou 2,154 mmol ) .

Quantité de BaCl2 présente : ( dans l'équation on a 1 BaCl2 pour 2 AgNO3 ) ; la quantité de AgNO3 utilisée est de 2,154 mmol - 1,8 mmol = 0,354 mmol de AgNO3 .

1 BaCl2 ( 208g ) nécessite 2 AgNO3 ( 340g ) donc 0,354 mmol de AgNO3 corresponde à 0,000354 :2 x 208 = 0,036816g de ou 0,177 mmol de BaCl2 pur anhydre .


Quantité de BaCl2.2H2O dans l'échantillon :

Masse moléculaire de BaCl2. 2H2O = 208 + 36 = 244 . 0,177 mmol de chlorure dihydraté = 0,000177 x 244 = 0,043188g ou 43,188 mg . Poids de l'échantillon 712 mg . %= 43,188 : 712 . 100 = 6,066 % .

Regarde en détail les opérations pour comprendre . Bonnes salutations .

[moco]

On ne va pas te faire tous les calculs mais te mettre sur la voie !
La masse molaire de AgNO3 est de 107.87 + 14 + 3·16. Vas-y ! Calcule ! Cela doit faire dans les 160 à 180.
Calcule ensuite combine il y a de moles dans 17.52 g AgNO3. Cela doit faire pas loin de 0.1 mole.
En dissolvant ceci dans 512.3 mL eau, cela doit former une solution dont tu calculeras la concentration, qui doit être à peu près 0.2 M. Si tu en prélèves 10.5 mL, le nombre de moles dans cette prise vaudra : 0.0105 · 0.2 = à peu près 0.002 mole de AgNO3, donc à peu près 2 millimole. Fais le calcul précis,
Ces 2 millimole De AgNO3 servent à détruire le thiocyanate et le chlorure.
La quantité de thiocyante est le plus vite calculée. C'est N = 0.12 M · 0.015 L = 0.0018 mol = 1.8 millimole
Le reste, donc "environ 2 millimole" - 1.8 millimole = environ 0.2 millimole a servi à détruire le chlorure de baryum.
Comme il faut 2 AgNO3 pour 1 BaCl2, la solution de BaCl2 contenait la moitié de 0.2 donc 0.1 milllimole de BaCl2
1 mole de BaCl2·2H2O pèse 137 + 2·35.545 + 36 = fais le calcul. Cela doit faire dans les 250 g.

Les "environ 0,1 millimole" que tu viens de trouver pèsent "environ 25 mg".

[Sarra.k]

merci a vous pour votre precieuse aide

[A voir en vidéo sur Futura]