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Mélange
Bonjour j'ai besoin de votre aide svp
Exercice :
On mélange une volume VA=150 ml d'acide chlorhydrique de pH égal à 3 et un volume VB=50 ml de chlorure de potassium de concentration CB=2.10-3 mol/L. On ajoute à cette solution 50 ml d'une solution de nitrate d'argent , de concentration Co=10-2 mol/L.
Quel est la quantité de matière de chlorure d'argent formé ainsi que la concentration de tous les ions restant en solution ? En déduire le pH
Équations de dissolutions
HCl + H2O 
H3O+ + Cl-
KCl K+ + Cl-
AgNO3 AG+ + NO3-
Équation de précipitation
Ag+ + Cl- AgCl
n(AgCl)=n(Cl-)
Or n(Cl-)=n(HCl)+n(KCl)
n(Cl-)=CA.VA+CB.VB
pHA=3 <=> CA=10-3 mol/L
n(Cl-)=10-3.0,150+2.10-3.0,050
n(Cl-)=2,5.10-4 mol
n(Cl-)=n(AgCl)=2,5/10-4 mol
Pour calculer la concentration de tous les ions , est ce que je dois tenir compte du volume de nitrate d'argent?
Bonjour,
D'accord avec ton raisonnement pour le calcul de n(AgCl) mais il n'est valable que si les ions Cl- sont le réactif limitant de la réaction de précipitation.
Il convient donc de commencer le calcul par la recherche de ce réactif limitant.
En effet, il convient de considérer le volume total du mélange pour calculer les concentrations des ions.
OK
D'après : AgNO3 Ag+ + NO3-
n(AgNO3)=n(Ag+)
Or
n(Ag+)=n(AgCl)=10-2 mol/L
n(AgCl)=10-2 mol/L
n(Cl-)=2,5.10-4 mol
n(AgCl)> n(Cl-)
Donc AgCl est en excès
Concentration des espèces chimiques présentes dans la solution
[H3O+]=n(HCl)/(VA+VB+Vo)
[H3O+]=(CA.VA)/250
[H3O+]=(10-3×150)/250=6.10-4 mol/L
[Cl-]=(CA.VA+CB.VB)/(250)
[Cl-]=(10-3×150+2.10-3×50)/250
[Cl-]=10-3 mol/L
[K+]=(CB.VB)/250
[K+]=(2.10-3×50)/250
[K+]=4.10-4 mol/L.
[Ag+]=[NO3-]=Co=10-2 mol/L
pH=-log[H3O+]=-log(6.10-4)=3,2
Il ne s'agit pas de cela, mais de la réaction de précipitation :
Ag+(aq) + Cl -(aq) AgCl(s)
A l'état initial on dispose de n0(Ag+) = (10-2) * (50.10-3 ) = 5.10-4 mol
et de n0(Cl-) = 2,5.10-4 mol comme tu l'as calculé.
Ag+ est en excès et c'est bien Cl- qui est le réactif limitant.
On a donc comme tu l'as dit formation de n(AgCl) = 2,5.10-4 mol et il ne reste plus d'ions Cl- en solution.
En revanche il reste des ions Ag+ en solution.
Il en résulte que si on néglige les ions HO- ultra minoritaires, 4 sortes d'ions demeurent en solution après la précipitation :
Ag+ , NO3- , K+ , H3O+
Il ne s'agit pas de cela, mais de la réaction de précipitation :
Ag+(aq) + Cl -(aq)
AgCl(s)
A l'état initial on dispose de n0(Ag+) = (10-2) * (50.10-3 ) comment obtient t-on ça? = 5.10-4 mol
et de n0(Cl-) = 2,5.10-4 mol comme tu l'as calculé.
Ag+ est en excès et c'est bien Cl- qui est le réactif limitant.
On a donc comme tu l'as dit formation de n(AgCl) = 2,5.10-4 mol et il ne reste plus d'ions Cl- en solution.
En revanche il reste des ions Ag+ en solution.
Il en résulte que si on néglige les ions HO- ultra minoritaires, 4 sortes d'ions demeurent en solution après la précipitation :
Ag+ , NO3- , K+ , H3O+
J'ai tenu compte de tous les ions dans mon message précédent
L'énoncé indique qu'on utilise 50mL de solution de nitrate d'argent à la concentration C0 = 10-2 mol/L
Cette solution contient donc n0(Ag+) = (10-2) * (50.10-3 ) = 5.10-4 mol d'ions Ag+ et autant d'ions NO3-
La réaction de précipitation ne modifie pas la quantité d'ions nitrate qui reste donc égale à 5.10-4 mol soit une concentration de 5.10-4 / 0,25 = 2.10-3 mol/L
[NO3-] = 2.10-3 mol/L
En revanche cette précipitation fait diminuer la quantité d'ions Ag+ en solution qui passe de 5.10-4 mol à 2,5.10-4 mol soit une concentration de 2,5.10-4 / 0,25 = 1.10-3 mol/L
[Ag+] = 1.10-3 mol/L
Tous les ions Cl- ont été précipités. Il n'en reste plus en solution.
[Cl]- = 0 mol/L
Enfin je suis d'accord avec toi pour les concentrations :
[K+] = 4.10-4 mol/l
et
[H3O+] = 6.10-4 mol/l
D'autre part il s'est formé un précipité de 2,5.10-4 mol de AgCl solide.
Ce précipité est formé par des ions Ag+ et Cl- qui ne sont pas en solution et qui ne participent pas aux calculs des ions restant en solution (voir énoncé)
La solution de nitrate d'Argent contient en effet des ions Ag+ ( Voir 14-05-20 à 19:04 et 15-05-20 à 00:47)
Une partie (la moitié) de ces ions précipite sous forme de AgCl solide et ne sont donc plus en solution . (Voir 15-05-20 à 00:47)
L'autre moitié reste en solution. ((Voir 15-05-20 à 00:47)
OK bon voilà
Concentration des espèces chimiques présentes dans la solution
[H3O+]=n(HCl)/(VA+VB+Vo)
[H3O+]=(CA.VA)/250
[H3O+]=(10-3×150)/250=6.10-4 mol/L
Les ions ont tous étés précipités
[Cl-]=0
[K+]=(CB.VB)/250
[K+]=(2.10-3×50)/250
[K+]=4.10-4 mol/L.
[NO3-]=n0(Ag+)/0,25=(10-2×50.10-3)/0,25=2.10-3 mol/L
[Ag+]=n(AgCl)/0,25=(2,5.10-4)/0,25=1.10-3 mol/L
pH=-log[H3O+]=-log(6.10-4)=3,2
OK sauf pour [Ag+] qui est exact mais mal justifié :
n(Ag+) restant en solution = n(Ag+) initial - n(Ag+) précipité.
avec :
n(Ag+) initial = C0 * V0 = 1.10-2 * 50.10-3 = 5.10-4 mol (V0 est le volume de la solution de nitrate d'argent)
et
n(Ag+) précipité = n(AgCl)s = 2,5.10-4 mol
donc
n(Ag+) restant en solution = 5.10-4 - 2,5.10-4 = 2,5.10-4 mol
et [Ag+] en solution = n(Ag+) restant en solution / (VA + VB + V0) = 2,5.10-4 / 0,25 = 1.10-3 mol/L
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