50 mL de
são titulados com uma solução de
. Calcular os valores de
, pAg e pCl da solução quando os seguintes volumes de uma solução de
são adicionados:
c) 18 mL
c) 18 mL
Passo 1
Então, temos um exercício de titulação envolvendo soluções de NaCl e AgNO₃. A gente precisa calcular as concentrações de íons Ag⁺ e Cl⁻, além de pAg e pCl, depois de adicionar 18 mL de uma solução de AgNO₃ 0,01 M a 50 mL de NaCl 0,02 M. Para resolver isso, vamos precisar entender como reage o NaCl com o AgNO₃ e usar conceitos de concentração e equilíbrio químico.
Passo 2
Primeiro, vamos calcular a quantidade de mols de cada reagente que temos inicialmente. A concentração (M) é dada por mols por litro, então:
Para o NaCl:
Para o AgNO₃:
Passo 3
A reação entre o NaCl e o AgNO₃ é:
Isso significa que cada mol de NaCl reage com um mol de AgNO₃ para formar AgCl sólido.
Passo 4
Agora, vamos ver quem está em excesso. Temos 0,001 mol de NaCl e 0,00018 mol de AgNO₃. Como a reação consome ambos na proporção 1:1:
- Todo o AgNO₃ vai reagir, consumindo 0,00018 mol de NaCl.
- Restará:
Passo 5
Agora, vamos calcular as concentrações finais na solução. O volume total da solução é a soma dos volumes das soluções iniciais:
Concentração de Cl⁻ restante (vindo do NaCl não reagido):
Como todo o AgNO₃ reagiu, não tem excesso de Ag⁺ na solução.
Passo 6
Mas atenção! O AgCl formado é um sólido, então ele sai da solução. No entanto, não sobra Ag⁺ na solução porque todo AgNO₃ reagiu com Cl⁻. Portanto:
Passo 7
Agora, vamos calcular pAg e pCl usando a definição de pH, que também pode ser aplicada para outros íons:
Como [Ag⁺] = 0, tecnicamente, pAg tende ao infinito, mas na prática consideramos que não há Ag⁺ livre na solu��ão.
Para o Cl⁻:
Resposta
Após a adição de 18 mL de AgNO₃ 0,01 M a 50 mL de NaCl 0,02 M, temos:
-
-
-
tende ao infinito (sem Ag⁺ livre) -