Tratou-se 250 mL de uma solução de HCl (ácido clorídrico) com um excesso de \mathrm{AgNO}_{3} (nitrato de prata). Formou-se assim um precipitado de AgCl (cloreto de prata) cuja massa é 0,3931 \mathrm{~g}. Qual a massa de HCl puro presente na solução?
R=0,1000 g

Passo 1

O enunciado diz que 250\\ \text{mL} de uma solução de HCl reagiu com excesso de AgNO _3 e formou precipitado de AgCl com massa de 0,3931\\ \text{g}. Queremos determinar a massa de HCl puro na amostra. O conteúdo é estequiometria de reação de precipitação e vamos usar equação química, cálculo de mols e massa molar.

Passo 2

Escrevemos a reação balanceada e a relação molar:
\mathrm{HCl}(aq) + \mathrm{AgNO}_3(aq) \;\longrightarrow\; \mathrm{AgCl}(s) + \mathrm{HNO}_3(aq).
Dessa reação vemos que cada mol de AgCl formado consome exatamente 1 mol de HCl, ou seja,
n_{\mathrm{HCl}} = n_{\mathrm{AgCl}}.

Passo 3

Calculamos o número de mols de AgCl a partir da massa precipitada. A massa molar de AgCl é
M_{\mathrm{AgCl}} = M_{\mathrm{Ag}} + M_{\mathrm{Cl}} = 107{,}868 + 35{,}453 = 143{,}321\\ \mathrm{g/mol}.
Logo,
n_{\mathrm{AgCl}} = \frac{0,3931\\ \mathrm{g}}{143{,}321\\ \mathrm{g/mol}} \approx 0,002744\\ \mathrm{mol}.
Como a estequiometria é 1:1, temos
n_{\mathrm{HCl}} = 0,002744\\ \mathrm{mol}.

Passo 4

Para achar a massa de HCl puro, usamos a massa molar de HCl:
M_{\mathrm{HCl}} = M_{\mathrm{H}} + M_{\mathrm{Cl}} = 1{,}008 + 35{,}453 = 36{,}461\\ \mathrm{g/mol}.
Assim,
m_{\mathrm{HCl}} = n_{\mathrm{HCl}} \times M_{\mathrm{HCl}} = 0,002744\\ \mathrm{mol} \times 36{,}461\\ \mathrm{g/mol} \approx 0,1000\\ \mathrm{g}.

Resposta

A massa de HCl puro presente na solução é 0,1000\\ \mathrm{g}.\

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