Calcule o pAg e pCl na titulação de após adição de 10, e . É possível a detecção do ponto final empregando indicadores?

Passo 1

Beleza, vamos lá! O enunciado pede para calcular o pAg e o pCl durante a titulação de 25,00 mL de uma solução de NaCl 0,0100 mol/L após a adição de 10,00 mL; 12,50 mL e 25,00 mL de AgNO₃ 0,0200 mol/L. Também precisamos verificar se dá para detectar o ponto final usando indicadores. Vamos usar conceitos de química de soluções e equilíbrio químico para resolver isso.

Passo 2

Primeiro, vamos calcular a quantidade de mols de Cl⁻ e Ag⁺ em cada etapa da titulação.
  • NaCl: Cada mol de NaCl fornece 1 mol de Cl⁻.
  • AgNO₃: Cada mol de AgNO₃ fornece 1 mol de Ag⁺.
    Para cada volume adicionado:
    1. 10,00 mL:
    2. 12,50 mL:
    3. 25,00 mL:

Passo 3

Agora, vamos analisar cada etapa da titulação:
  1. Após 10,00 mL de AgNO₃:
    • Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000200 mol
    • Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
    • Como 0,000200 mol de Ag⁺ < 0,000250 mol de Cl⁻, todo o Ag⁺ será consumido formando AgCl, sobrando Cl⁻.
    • Mols de Cl⁻ restantes: 0,000250 - 0,000200 = 0,000050 mol
    • Volume total da solução: 25,00 + 10,00 = 35,00 mL = 0,0350 L
    • [Cl⁻] = 0,000050 mol / 0,0350 L ≈ 0,001429 mol/L
    • [Ag⁺] ≈ 0, pois todo o Ag⁺ formou precipitado.
  2. Após 12,50 mL de AgNO₃:
    • Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000250 mol
    • Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
    • Aqui, 0,000250 mol de Ag⁺ = 0,000250 mol de Cl⁻, então todo Ag⁺ reage com Cl⁻, sem excesso.
    • Mols de Cl⁻ restantes: 0,000250 - 0,000250 = 0 mol
    • Volume total da solução: 25,00 + 12,50 = 37,50 mL = 0,0375 L
    • [Cl⁻] = 0 mol / 0,0375 L = 0 mol/L
    • [Ag⁺] ≈ 0, pois todo o Ag⁺ formou precipitado.
  3. Após 25,00 mL de AgNO₃:
    • Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000500 mol
    • Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
    • Agora, 0,000500 mol de Ag⁺ > 0,000250 mol de Cl⁻, então haverá excesso de Ag⁺ após a reação.
    • Mols de Ag⁺ restantes: 0,000500 - 0,000250 = 0,000250 mol
    • Volume total da solução: 25,00 + 25,00 = 50,00 mL = 0,0500 L
    • [Ag⁺] = 0,000250 mol / 0,0500 L = 0,00500 mol/L
    • [Cl⁻] = 0 mol/L

Passo 4

Agora, vamos calcular o pAg e o pCl para cada caso usando a fórmula:
  1. Após 10,00 mL de AgNO₃:
    • [Ag⁺] ≈ 0, então teoricamente tende ao infinito, mas na prática, consideramos que todo Ag⁺ está precipitado, então não é definido.
    • [Cl⁻] = 0,001429 mol/L
  2. Após 12,50 mL de AgNO₃:
    • [Ag⁺] ≈ 0, então não é definido.
    • [Cl⁻] = 0 mol/L, então tende ao infinito, mas na prática, não há íons Cl⁻ livres.
  3. Após 25,00 mL de AgNO₃:
    • [Ag⁺] = 0,00500 mol/L
    • [Cl⁻] = 0 mol/L, então não é definido.

Passo 5

Sobre a possibilidade de detectar o ponto final com indicadores: Em uma titulação de precipitação como essa, geralmente não se usa indicadores coloridos porque a mudança é visualmente perceptível pela formação ou dissolução do precipitado (AgCl). Portanto, o ponto final pode ser detectado pela observação direta da formação do precipitado, sem a necessidade de indicadores químicos.

Resposta

Após a adição de:
  • 10,00 mL de AgNO₃:
    não definido,
  • 12,50 mL de AgNO₃:
    e não definidos
  • 25,00 mL de AgNO₃:
    , não definido
É possível detectar o ponto final observando a formação do precipitado de AgCl, sem a necessidade de indicadores adicionais.

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