(EsPCEx - 2016)
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.
0,062 g.
0,117 g.
0,258 g.
0,567 g.
0,644 g.
Gabarito:
0,117 g.
A questão quer saber qual a massa (em gramas) de cloreto de sódio que reagirão com a quantidade de nitrato de prata presente em 20 ml de solução 0,1 mol/L.
Para isso, vamos calcular primeiro a quantidade (em mol) de nitrato de prata presente na solução. Isso será feito aplicando uma regra de 3 , relacionando a quantidade em mol e a quantidade em litros de solução :
Mol Litros
0,1 ------------------------ 1
x ------------------------ 0,02 ( 20ml)
x = 0,1 . 0,02
x = 0,002 mol de AgNO3
Agora, por outra regra de 3 baseada na estequiometria da reação ( 1 mol de AgNO3 para 1 mol ou 58,5g de NaCl), conseguiremos a massa de cloreto de sódio que reagirá ( massa molar do NaCl = 23 + 35,5 = 58,5g):
AgNO3 (mol) NaCl (g)
1 --------------------------------- 58,5
0,002 ------------------------------ x
x = 0,002 . 58,5
x = 0,117 g de NaCl
Portanto, a correta é a alternativa B.