Um excesso de AgNO3 reage com 30,1 mL de uma solução 4,2 M de K2 CrO4(aq) para formar um precipitado. O que é o precipitado e que massa dele se forma?

Passo 1

Resumo do enunciado: a gente tem volume e concentração de uma solução de K₂CrO₄ e joga excesso de AgNO₃ nela. Vai aparecer um precipitado. Precisamos descobrir qual é esse precipitado e quanto dele (em massa) se forma.
Conteúdo da matéria: reação de dupla troca e cálculo estequiométrico (moles e massa).
O que vamos precisar:
• Calcular moles de K₂CrO₄ a partir de e .
• Escrever a reação balanceada com AgNO₃.
• Usar a proporção molar da reação para achar moles de precipitado.
• Converter moles de precipitado em massa usando massa molar.

Passo 2

Primeiro, quantos moles de K₂CrO₄ temos?
Usamos a fórmula
n = M times V
onde n(K2CrO4) = 4,2;molLtimes 0,0301;L = 0,12642;mol e .

Passo 3

Agora, escrevendo e balanceando a reação de dupla troca:
2,AgNO3(aq) + K2CrO4(aq) ;longrightarrow; Ag2CrO4(s);+;2,KNO3(aq)
Isso mostra que 1 mol de n(Ag2CrO4) = n(K2CrO4) = 0,12642;mol forma 1 mol de . Como AgNO₃ está em excesso, o limitante é .

Passo 4

Para achar a massa do precipitado M(Ag2CrO4) = 2times M(Ag) + M(Cr) + 4times M(O) approx 2times107,87 +52,00 +4times16,00 =331,74;g/mol , usamos a massa molar:
m = ntimes M = 0,12642;moltimes 331,74;g/mol approx 41,9;g
Então

Resposta

O precipitado é Ag₂CrO₄ e sua massa formada é aproximadamente 41,9 g.

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