Gabarito disponível
Em análises quantitativas, por meio do conhecimento da concentração de uma das espécies, pode-se determinar a concentração e, por conseguinte, a massa de outra espécie. Um exemplo, é o uso do nitrato de prata (AgNO₃) nos ensaios de determinação do teor de íons cloreto, em análises de água mineral. Nesse processo ocorre uma reação entre os íons prata e os íons cloreto, com consequente precipitação de cloreto de prata (AgCl) e de outras espécies que podem ser quantificadas.
Analogamente, sais que contêm íons cloreto, como o cloreto de sódio (NaCl), podem ser usados na determinação quantitativa de íons prata em soluções de AgNO₃, conforme descreve a equação:
AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
Para reagir estequiometricamente, precipitando na forma de AgCl, todos os íons prata presentes em 20,0 mL de solução 0,1 mol·L⁻¹ de AgNO₃ (completamente dissociado), a massa necessária de cloreto de sódio será de:
Dados:
Massas atômicas: Na = 23 u; Cl = 35,5 u; Ag = 108 u; N = 14 u; O = 16 u.
Analogamente, sais que contêm íons cloreto, como o cloreto de sódio (NaCl), podem ser usados na determinação quantitativa de íons prata em soluções de AgNO₃, conforme descreve a equação:
AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
Para reagir estequiometricamente, precipitando na forma de AgCl, todos os íons prata presentes em 20,0 mL de solução 0,1 mol·L⁻¹ de AgNO₃ (completamente dissociado), a massa necessária de cloreto de sódio será de:
Dados:
Massas atômicas: Na = 23 u; Cl = 35,5 u; Ag = 108 u; N = 14 u; O = 16 u.
Resolução comentada
São necessários 0,117 g de NaCl.
n(AgNO₃) = 0,020 L × 0,1 mol/L = 0,002 mol. A proporção é 1:1, então n(NaCl) = 0,002 mol. Com M = 58,5 g/mol, m = 0,002 × 58,5 = 0,117 g.
Análise das alternativas
A) 0,062 g não corresponde ao cálculo. C) 0,258 g, D) 0,567 g e E) 0,644 g resultam de erro de massa molar ou de proporção, e não de 0,002 mol de NaCl.
Referência: Estequiometria em solução.
Resolução comentada do VaiConcursos.