Uma solução contendo 14,00 g de nitrato de prata é misturada a uma solução contendo 4,830 g de cloreto de cálcio. Determine a massa de AgCl que precipita e determine qual composto está em excesso, expressando sua massa em gramas.

Passo 1

Vamos resolver um problema de química envolvendo uma reação de precipitação. Precisamos descobrir quanto de cloreto de prata (AgCl) vai se formar quando misturamos duas soluções: uma com nitrato de prata (AgNO₃) e outra com cloreto de cálcio (CaCl₂). Para isso, vamos usar conceitos de estequiometria, que nos ajudam a calcular as quantidades de reagentes e produtos nas reações químicas.

Passo 2

Primeiro, vamos escrever a equação balanceada da reação entre o nitrato de prata e o cloreto de cálcio:
2 , AgNO3 + CaCl2 2 , AgCl + Ca(NO3)2
Isso nos mostra que 2 mols de AgNO₃ reagem com 1 mol de CaCl₂ para produzir 2 mols de AgCl.

Passo 3

Agora, precisamos calcular quantos mols de cada reagente temos. Para isso, usamos a fórmula:
Mols = MassaMassa Molar
Primeiro, vamos encontrar a massa molar de cada composto:
  • Massa molar de AgNO₃:
    Ag = 107,87 , g/mol, , N = 14,01 , g/mol, , O = 16,00 , g/mol times 3
    Massa molar de AgNO3 = 107,87 + 14,01 + (16,00 times 3) = 169,88 , g/mol
  • Massa molar de CaCl₂:
    Ca = 40,08 , g/mol, , Cl = 35,45 , g/mol times 2
    Massa molar de CaCl2 = 40,08 + (35,45 times 2) = 110,98 , g/mol

Passo 4

Agora, calculamos os mols de cada reagente:
  • Mols de AgNO₃:
    14,00 , g169,88 , g/mol approx 0,0824 , mol
  • Mols de CaCl₂:
    4,830 , g110,98 , g/mol approx 0,0435 , mol

Passo 5

Vamos identificar o reagente limitante, que é aquele que se consome completamente na reação. Pela equação balanceada, 2 mols de AgNO₃ reagem com 1 mol de CaCl₂. Então, precisamos ver se temos proporcionalidade:
Mols necessários de AgNO3 = 2 times 0,0435 , mol = 0,0870 , mol á
Comparando com os mols que temos:
0,0824 , mol < 0,0870 , mol
Isso significa que o AgNO₃ é o reagente limitante.

Passo 6

Como AgNO₃ é o limitante, vamos calcular a massa de AgCl formada usando a relação da equação balanceada. Cada 2 mols de AgNO₃ formam 2 mols de AgCl, ou seja, 1 mol de AgNO₃ forma 1 mol de AgCl.
Primeiro, calculamos os mols de AgCl:
0,0824 , mol de AgNO3 times 1 , mol de AgClmol de AgNO3 = 0,0824 , mol de AgCl
Agora, encontramos a massa molar de AgCl:
Ag = 107,87 , g/mol, , Cl = 35,45 , g/mol
Massa molar de AgCl = 107,87 + 35,45 = 143,32 , g/mol
Finalmente, calculamos a massa de AgCl:
0,0824 , mol times 143,32 , g/mol approx 11,81 , g

Passo 7

Agora, vamos determinar qual reagente está em excesso. Sabemos que AgNO₃ foi totalmente consumido, então o CaCl₂ está em excesso. Vamos calcular quanto resta de CaCl₂:
Primeiro, vemos quantos mols de CaCl₂ foram usados:
0,0824 , mol de AgNO3 times 1 , mol de CaCl22 , mol de AgNO3 = 0,0412 , mol de CaCl2
Agora, subtraímos os mols usados dos mols iniciais:
0,0435 , mol - 0,0412 , mol = 0,0023 , mol
Convertendo para massa:
0,0023 , mol times 110,98 , g/mol approx 0,255 , g

Resposta

A massa de AgCl que precipita é de aproximadamente 11,81 g e o cloreto de cálcio (CaCl₂) está em excesso, com uma massa de 0,255 g.

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