a0 Wiemy, że w kolbie miarowej o objętości 500 cm³ rozpuszczono 1,02 g azotanu(V) srebra(I). 

Obliczamy masę molową azotanu(V) srebra(I): 

$M_{AgN{O}_3}=170\frac{g}{\text{mol}}$  

Obliczamy liczbę moli azotanu(V) srebra(I): 

$n=\frac{m}{M}$  

$n_{AgN{O}_3}=\frac{1,02g}{170\frac{g}{\text{mol}}}=0,006mol$  

Obliczamy stężenie molowe powstałego roztworu azotanu(V) srebra(I): 

$C_m=\frac{n}{V}$  

$C_m=\frac{0,006mol}{0,5d{m}^3}=0,012\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$  

 

Wiemy, że zużyto 28,6 cm³ titranta, czyli azotanu(V) srebra(I), znając stężenie azotanu(V) srebra(I) obliczamy liczbę moli azotanu(V) srebra(I), która znajduje się w tej objętości roztworu: 

$0,012molAgN{O}_3-1d{m}^3$  

$xmolAgN{O}_3-0,0286d{m}^3$  

$x=\frac{0,012mol\cdot 0,0286d{m}^3}{1d{m}^3}=3,4\cdot {10}^{-4}mol$  

Wiemy, że 1 mol Ag⁺ reaguje z 1 molem Cl^- w wyniku czego powstaje 1 mol azotanu(V) srebra(I) AgNO₃, zatem jeśli w zużyty titrant zawierał 3,4·10^-4 moli AgNO₃ to tyle samo moli jonów chlorkowych znajdowało się w próbce 20 cm³, a ich stężanie będzie wynosić: 

$C_{mC{l}^{-}}=\frac{3,4\cdot {10}^{-4}mol}{0,02d{m}^3}=0,017\frac{\text{mol}}{{\text{dm}}^3}$   

 

b) Stężenie jonów Ag⁺ w chlorku srebra(I) AgCl: 

$K_s=\left[A{g}^{+}\right]\cdot \left[C{l}^{-}\right]$  

$\left[A{g}^{+}\right]=S$  

$\left[C{l}^{-}\right]=S$  

$K_s=S\cdot S=S^2$  

$S=\sqrt{K_s}$  

$S=\sqrt{1,78\cdot {10}^{-10}}=1,33\cdot {10}^{-5}$   

 

Stężenie jonów Ag⁺ w chromianie(VI) srebra(I) Ag₂CrO₄: 

$K_s={\left[A{g}^{+}\right]}^2\cdot \left[Cr{O}_4^{2-}\right]$  

$\left[A{g}^{+}\right]=2S$  

$\left[Cr{O}_4^{2-}\right]=S$  

$K_s={\left(2S\right)}^2\cdot S=4S^3$  

$S=\sqrt[3]{\frac{K_s}{4}}$  

$S=\sqrt[3]{\frac{2,7\cdot {10}^{-12}}{4}}=8,77\cdot {10}^{-5}$    

 

$\left[A{g}^{+}\right]=2S=2\cdot 8,77\cdot {10}^{-5}=1,75\cdot {10}^{-4}$