Dans un devoir de chimie analytique, on me pose la question suivante:
Un échantillon d'eau minérale de 2.00L est évaporé jusqu'à environ 50mL. Le potassium présent y est alors précipité par l'addition de NaB(C6H5)4.
K+ + NaB(C6H5)4 <=> KB(C6H5)4 + Na+
Le précipité est filtré, lavé et redissous dans l'acétone et le précipitant est alors dosé par 43.85mL d'une solution de AgNO3 0,0394M. Quelle est la concentration de K+ en mg/L dans cette eau minérale?
Ag+ + KB(C6H5)4 <=> AgB(C6H5)4 + K+
Quelle est l'utilité de l'étape d'évaporation?
Ma démarche:
L'évaporation est pour éliminer les molécules d'eau.
Quantité en moles de Ag+: 0,0394 mol/L x L/1000mL x 43.85 mL = 0,0017 mol
Alors il y a 0,0017 mol de KB(C6H5)4 du coup on a 0,0017 mol de K+.
V1 = 2,00L V2= 2000mL - 50mL = 1950 mL = 1,95L
Concentration de K+ dans 1,95L: 0,0017mol/1,95L = 8,72 x 10^-4 mol/L
Concentration de K+ dans 2,00L: 0,0017mol/2,00L = 8,5 x 10^-4 mol/L
Masse molaire de K+: 39,10 g/mol
Concentration de K+ en mg/L: (8,5 x 10^-4 mol/L x 39,10g/mol) = 0.03324 g/L = 33,24 mg/L
Est ce que ma démarche est juste? S.V.P. me répondre. Merci MV.
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