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.
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NaCl: Cada mol de NaCl fornece 1 mol de Cl⁻.
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AgNO₃: Cada mol de AgNO₃ fornece 1 mol de Ag⁺.Para cada volume adicionado:
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10,00 mL:
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12,50 mL:
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25,00 mL:
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Passo 3
Agora, vamos analisar cada etapa da titulação:
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Após 10,00 mL de AgNO₃:
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Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000200 mol
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Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
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Como 0,000200 mol de Ag⁺ < 0,000250 mol de Cl⁻, todo o Ag⁺ será consumido formando AgCl, sobrando Cl⁻.
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Mols de Cl⁻ restantes: 0,000250 - 0,000200 = 0,000050 mol
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Volume total da solução: 25,00 + 10,00 = 35,00 mL = 0,0350 L
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[Cl⁻] = 0,000050 mol / 0,0350 L ≈ 0,001429 mol/L
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[Ag⁺] ≈ 0, pois todo o Ag⁺ formou precipitado.
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Após 12,50 mL de AgNO₃:
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Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000250 mol
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Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
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Aqui, 0,000250 mol de Ag⁺ = 0,000250 mol de Cl⁻, então todo Ag⁺ reage com Cl⁻, sem excesso.
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Mols de Cl⁻ restantes: 0,000250 - 0,000250 = 0 mol
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Volume total da solução: 25,00 + 12,50 = 37,50 mL = 0,0375 L
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[Cl⁻] = 0 mol / 0,0375 L = 0 mol/L
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[Ag⁺] ≈ 0, pois todo o Ag⁺ formou precipitado.
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Após 25,00 mL de AgNO₃:
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Mols de Ag⁺ adicionados: 0,000500 mol
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Mols de Cl⁻ disponíveis: 0,000250 mol
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Agora, 0,000500 mol de Ag⁺ > 0,000250 mol de Cl⁻, então haverá excesso de Ag⁺ após a reação.
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Mols de Ag⁺ restantes: 0,000500 - 0,000250 = 0,000250 mol
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Volume total da solução: 25,00 + 25,00 = 50,00 mL = 0,0500 L
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[Ag⁺] = 0,000250 mol / 0,0500 L = 0,00500 mol/L
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[Cl⁻] = 0 mol/L
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Passo 4
Agora, vamos calcular o pAg e o pCl para cada caso usando a fórmula:
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Após 10,00 mL de AgNO₃:
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[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
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Após 12,50 mL de AgNO₃:
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[Ag⁺] ≈ 0, então
não é definido. -
[Cl⁻] = 0 mol/L, então
tende ao infinito, mas na prática, não há íons Cl⁻ livres.
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Após 25,00 mL de AgNO₃:
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[Ag⁺] = 0,00500 mol/L
-
[Cl⁻] = 0 mol/L, então
não é definido.
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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:
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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.