200 mL de uma solução saturada de NaCl foi misturada com 300 mL de uma solução de \mathrm{NH}_{4} \mathrm{Cl} também saturada. Se as duas soluções estavam em 30^{\circ} \mathrm{C}, qual a molaridade de íons cloreto \left(\mathrm{Cl}^{-}\right)na solução resultante após a mistura?

Passo 1

O enunciado diz que temos 200 mL de solução saturada de NaCl e 300 mL de solução saturada de N H_{4}Cl, ambas a 30\circC, e pergunta a molaridade final de íons C l^{-} após a mistura. Vamos usar as solubilidades típicas a 30\circC (em g de soluto por litro de solução, aproximando 1 L de água \approx 1 kg de água):
Solubilidade de NaCl \approx 360 g/L
Solubilidade de N H_{4}Cl \approx 295 g/L \r
Precisamos:
  1. Converter essas solubilidades em molaridades (mol/L).
  2. Calcular os mols de C l^{-} de cada parte.
  3. Somar mols e dividir pelo volume total (0,5 L).

Passo 2

Converter solubilidade de NaCl em molaridade: \r
\text{[NaCl]} = \frac{360\\ \mathrm{g/L}}{58,44\\ \mathrm{g/mol}} \approx 6,16\\ \mathrm{mol/L}. \r
Cada mol de NaCl fornece 1 mol de C l^{-}, logo a concentração de C l^{-} nesta solução também é 6,16 M.

Passo 3

Converter solubilidade de N H_{4}Cl em molaridade: \r
\text{[NH_{4}Cl]} = \frac{295\\ \mathrm{g/L}}{53,49\\ \mathrm{g/mol}} \approx 5,52\\ \mathrm{mol/L}. \r
Cada mol de N H_{4}Cl fornece 1 mol de C l^{-}, logo a concentração de C l^{-} nesta solução é 5,52 M.

Passo 4

Calcular mols de C l^{-} em cada porção antes da mistura:
Mols de C l^{-} de NaCl = 6,16\\ \mathrm{mol/L}\times0,200\\ \mathrm{L}=1,232\\ \mathrm{mol}.
Mols de C l^{-} de N H_{4}Cl = 5,52\\ \mathrm{mol/L}\times0,300\\ \mathrm{L}=1,656\\ \mathrm{mol}. \r
Total de mols de C l^{-} = 1,232 + 1,656 = 2,888\\ \mathrm{mol}.

Passo 5

Volume total da mistura = 0,200 + 0,300 = 0,500\\ \mathrm{L}. \r
Logo, a molaridade final de C l^{-} é \r
\mathrm{[Cl^-]_{final}} = \frac{2,888\\ \mathrm{mol}}{0,500\\ \mathrm{L}} = 5,78\\ \mathrm{M}.

Resposta

A molaridade de íons cloreto na solução resultante é aproximadamente 5,78\\ \mathrm{M}.

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