Qual seria a massa de NaCl necessária para que o ponto estequiométrico fosse em 35,00 mL empregando uma solução de AgNO3 0,0500 mol / L como titulante?

Passo 1

Resumindo o enunciado e identificando o conteúdo: queremos titular uma amostra de NaCl com solução de AgN O3 0,0500,mol/L de modo que o ponto estequiométrico ocorra em 35,00,mL de titulante.
A reação de precipitação é
Ag^+ + Cl^- ;longrightarrow; AgCl(s)
Como a estequiometria é 1:1, cada mol de A g^+ consome 1 mol de C l^-. Para resolver, vamos:
1. calcular os mols de A g^+ contidos em 35,00,mL de solução,
2. igualar isso aos mols de NaCl,
3. converter em massa usando M(NaCl)=58,44,g/mol.

Passo 2

Calcular os mols de A g^+ em 35,00,mL:
n(Ag^+) ;=; Ccdot V ;=; 0,0500,molL;times;0,03500,L ;=;0,00175,mol

Passo 3

Pela estequiometria 1:1, os mols de C l^- (ou de NaCl) necessários são os mesmos:
n(NaCl) = n(Ag^+) = 0,00175,mol

Passo 4

Converter os mols de NaCl em massa:
m(NaCl) = n(NaCl) times M(NaCl) = 0,00175,moltimes 58,44,gmol = 0,1023,g

Resposta

A massa de NaCl necessária é aproximadamente 0,1023,g.

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