(Himmelblau 5.1.2) \mathrm{AgNO}_{3}+\mathrm{NaCl} \rightarrow \mathrm{AgCl}+\mathrm{NaNO}_{3}
Quantos gramas de nitrato de prata são requeridos para a precipitação de 5,00 \mathrm{~g} de cloreto de prata?

Passo 1

Enunciado e o que é pedido. A reação fornecida é
\mathrm{AgNO}_3 + \mathrm{NaCl} \rightarrow \mathrm{AgCl} + \mathrm{NaNO}_3 .
O enunciado pede: “Quantos gramas de nitrato de prata são requeridos para a precipitação de 5,00\\ \mathrm{g} de cloreto de prata?”
Informações relevantes dadas:
\text{massa de } \mathrm{AgCl} = 5{,}00\\ \mathrm{g}.
Nenhuma outra informação numérica foi dada explicitamente, portanto usaremos massas molares obtidas na tabela periódica (valores atômicos que vou indicar a seguir).

Passo 2

Entendendo o plano (sem calcular ainda). Para achar a massa de \mathrm{AgNO}_3 necessária usamos a estequiometria da reação. Passos gerais:
  1. Calcular a massa molar de \mathrm{AgCl} e de \mathrm{AgNO}_3.
  2. Converter a massa de \mathrm{AgCl} em número de mols.
  3. Usar a razão molar da equação balanceada para obter o número de mols de \mathrm{AgNO}_3 requerido.
  4. Converter esses mols de \mathrm{AgNO}_3 em massa.

Passo 3

O que significa “massa molar” e por que usamos. A massa molar é a massa de uma mole de uma substância e tem unidades de \mathrm{g/mol}. Para um composto, somamos as massas atômicas dos átomos que o compõem. As massas atômicas aproximadas que vou usar (valores de tabela periódica) são:
\mathrm{Ag}=107{,}87\\ \mathrm{g/mol},\quad \mathrm{N}=14{,}01\\ \mathrm{g/mol},\quad \mathrm{O}=16{,}00\\ \mathrm{g/mol},\quad \mathrm{Cl}=35{,}45\\ \mathrm{g/mol}.
Esses valores são suficientes para cálculos de prova sem complicação.

Passo 4

Calcular a massa molar de \mathrm{AgCl}. A fórmula é a soma das massas atômicas dos elementos:
M_{\mathrm{AgCl}} = M_{\mathrm{Ag}} + M_{\mathrm{Cl}} = 107{,}87 + 35{,}45.
Logo,
M_{\mathrm{AgCl}} = 143{,}32\\ \mathrm{g/mol}.

Passo 5

Calcular a massa molar de \mathrm{AgNO}_3. Somamos as massas atômicas conforme a fórmula \mathrm{AgNO}_3:
M_{\mathrm{AgNO}_3} = M_{\mathrm{Ag}} + M_{\mathrm{N}} + 3\cdot M_{\mathrm{O}} = 107{,}87 + 14{,}01 + 3\cdot 16{,}00.
Logo,
M_{\mathrm{AgNO}_3} = 107{,}87 + 14{,}01 + 48{,}00 = 169{,}88\\ \mathrm{g/mol}.

Passo 6

Converter a massa de \mathrm{AgCl} em mols. A relação é
n = \frac{m}{M},
onde n é o número de mols, m a massa em gramas e M a massa molar em \mathrm{g/mol}. Aplicando a \mathrm{AgCl}:
n_{\mathrm{AgCl}} = \frac{5{,}00\\ \mathrm{g}}{143{,}32\\ \mathrm{g/mol}} = 0{,}03488\\ \mathrm{mol}\quad(\text{aprox.}).

Passo 7

Usar a relação estequiométrica da reação. A equação balanceada mostra coeficientes 1 para \mathrm{AgNO}_3 e 1 para \mathrm{AgCl}, portanto:
n_{\mathrm{AgNO}_3} = n_{\mathrm{AgCl}}.
Assim,
n_{\mathrm{AgNO}_3} = 0{,}03488\\ \mathrm{mol}.

Passo 8

Converter os mols de \mathrm{AgNO}_3 na massa necessária. Usamos novamente m = n\cdot M:
m_{\mathrm{AgNO}_3} = n_{\mathrm{AgNO}_3}\cdot M_{\mathrm{AgNO}_3} = 0{,}03488\\ \mathrm{mol}\times 169{,}88\\ \mathrm{g/mol}.
Calcule esse produto para obter a massa requerida de \mathrm{AgNO}_3.

Resposta

5{,}93\\ \mathrm{g}

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