Précipitation

[invitedc33f8e8]

Bonjour, je n'arrive pas à faire cette exercice sur le chapitre des précipitations, ayant été absent, je bloque complètement...
Voici l'énoncé :
A 20mL de solution de NaBr de concentration c, on ajoute 10mL de solution de AgNO3 à 10^-2 mol/L (dans ces conditions les ions Ag+ sont en excès par rapport aux ions Br-) et quelques gouttes de solution d'ions Fe3+. On verse progressivement dans ce mélange une solution de KSCN ) 0,01 mol/L/ La coloration rouge apparait après addition de 4,6 mL de solution titrante. Déterminer la concentration c de la solution en NaBr

On connait le pKs de AgBr = 12,3
pKs de Ag(SCN) = 12
le Kd de Fe(SCN)²⁺ = 10^-2,3 de couleur rouge sang visible pour c > 10^-5 mol/L
Je sais pas si tout est utile mais bon..

Merci d'avance
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[moco]

C'est une opération un peu compliquée que tu décris là. Je vais essayer de te l'expliquer.

Tu disposes d'une solution initiale contenant des ions Na⁺ et Br^-. Tu y ajoutes une grande quantité de AgNO₃, donc d'ions Ag+ et NO₃^-. En tout 10^-4 mole de Ag+. Cela provoque la formation d'un précipité blanc de AgBr insoluble dans l'eau. La solution est trouble, mais elle ne contient plus d'ions Br^-. Tous ceux qui s'y trouvaient au début ont été transformés en AgBr insoluble. Elle contient encore un excès d'ions Ag⁺

A ce moment tu y ajoutes une solution de FeCl₃, donc des ions Fe³⁺ et Cl-, ce qui reproduit aucun effet pour le moment.
On ajoutes alors goutte à goutte une solution de KSCN 0.01 M. Cette addition produit la formation d'un nouveau précipité blanc de AgSCN selon l'équation :
Ag⁺ + SCN^- --> AgSCN(s)
Mais on ne voit rien, car la solution est déjà trouble, à cause du précipité précédent.
Par contre quand on a détruit tout l'excès de ion Ag⁺, l'excès de ion SCN^- réagit avec les ions Fe³⁺, en formant un composé FeSCN²⁺ qui est de couleur rouge très foncé. Donc tout à coup, quand la couleur de la solution devient rouge vif, on sait qu'on a détruit tout l'argent en excès.
Tu m'as suivi ?

Ceci dit, au niveau des calculs, il faut passer par les moles :
J'espère que tu vois que tes 4.6 mL de KSCN 0.01 M contiennent 4.6 10^-5 moles de SCN^-
Ce nombre de moles est aussi celui de l'ion Ag⁺ précipité sous forme de AgSCN. Donc la différence entre 10^-4 et 4.6 10^-5 donne le nombre de moles de Ag+ qui a servi à détruire l'ion Br- initial.
Tu peux finir les calculs tout seul.

[invitedc33f8e8]

Merci je comprends mieux.

En revanche, je me perds dans la résolution de l'exercice...
Qu'est-ce qu'il faut que je commence à calculer ? Quelles équations écrire en premier et quels tableaux d'avancement à faire ?
Il y a tellement d'étape !

[moco]

Il me semble que tu es un peu paresseux.
Il te suffit de faire les calculs que je t'ai demandé de faire dans mon dernier paragraphe de 16 h 49. Je le recopie en italique :

J'espère que tu vois que tes 4.6 mL de KSCN 0.01 M contiennent 4.6 10^-5 moles de SCN-
Ce nombre de moles est aussi celui de l'ion Ag⁺ précipité sous forme de AgSCN. Donc la différence entre 10^-4 mole et 4.6 10^-5 mole donne le nombre de moles de Ag⁺ qui a servi à détruire l'ion Br- initial.

Je continue donc un bout. Le premier titrage a consommé 10^-4 - 4.6 10^-5 = 5.4 10^-5 mole de ions Ag⁺. Cela signifie aussi que la solution à analyse contient 5.4 10^-5 mole de ion Br-, donc de NaBr. La concentration de NaBr est de ces 5.4 10^-5 mole divisé dans 0.02 L. Fais cette division ! Tu devrais au moins être capable de faire ce calcul !

[A voir en vidéo sur Futura]

[invitedc33f8e8]

Mais d'où sortez-vous ce 10^-4 ??

[moco]

C'est sur la 3ème ligne de mon message de 16 h 48 ! C'est le nombre de mole de AgNO3 qu'il y a dans 10 mL de AgNO3 0.01 M !