Uma amostra com 17 g\pu{17 g} de nitrato de prata foi dissolvida em 500 mL\pu{500 mL} de água destilada. Uma alíquota de 50 mL\pu{50 mL} dessa solução foi titulada com 20 mL\pu{20 mL} de uma solução de tiocianato de potássio. Uma amostra de 2 g\pu{2 g} de cloreto de bário dihidratado foi dissolvida em água destilada e tratada com 100 mL\pu{100 mL} da solução de nitrato de prata. A solução resultante foi titulada com 25 mL\pu{25 mL} da solução de tiocianato de potássio.

  1. Apresente a equação iônica para as reações de titulação.

  2. Determine a pureza da amostra de cloreto de bário.

Cálculo do número de mols de nitrato de prata: n=mMn=\frac{m}{M} n=17 g170 g ⋅ mol−1=0,1 moln=\frac{\pu{17 g}}{\pu{170 g.mol-1}}=\pu{0,1 mol} Pela estequiometria do composto: nAgX+=nAgNOX3=0,1 moln_{\ce{Ag^{+}}}=n_{\ce{AgNO3}}=\pu{0,1 mol} Cálculo da concentração de cátions prata: c=nVc=\frac{n}{V} cAg+=0,1 mol0,5 L=0,2 mol ⋅ L−1c_{Ag^{+}}=\frac{\pu{0,1 mol}}{\pu{0,5 L}}=\pu{0,2 mol.L-1} No primeiro experimento titulamos tiocianato de potássio com nitrato de prata, o precipitado formado é AgSCN\ce{AgSCN}, como o precipitado tem carga neutra, podemos calcular a concentração de tiocianato nessa solução através do balanço de carga: ∑caˊtionsq⋅n=∑aˆnionsq⋅n\sum\limits_{\text{cátions}}q \cdot n=\sum\limits_{\text{ânions}}q \cdot n nAgX+=nSCNX−n_{\ce{Ag^{+}}}=n_{\ce{SCN-}} (0,2 mol ⋅ L−1)(50 mL)=(cSCNX−)(20 mL)(\pu{0,2 mol.L-1})(\pu{50 mL})=(c_{\ce{SCN-}})(\pu{20 mL}) cSCNX−=0,5 mol ⋅ L−1c_{\ce{SCN-}}=\pu{0,5 mol.L-1} No segundo experimento, tratamos cloreto de bário com a solução de nitrato de prata, e titulamos o excesso de nitrato de prata com a solução de tiocianato, pela análise dos íons em solução, vemos que os precipitados formados são AgSCN\ce{AgSCN} e AgCl\ce{AgCl} que são compostos neutros então podemos relacionar o número de mols de íons através de um balanço de carga: ∑caˊtionsq⋅n=∑aˆnionsq⋅n\sum\limits_{\text{cátions}}q \cdot n=\sum\limits_{\text{ânions}}q \cdot n nAgX+=nSCNX−+nClX−n_{\ce{Ag+}}=n_{\ce{SCN-}}+n_{\ce{Cl-}} (0,2 mol ⋅ L−1)(100 mL)=(0,5 mol ⋅ L−1)(25 mL)+nClX−(\pu{0,2 mol.L-1})(\pu{100 mL})=(\pu{0,5 mol.L-1})(\pu{25 mL})+n_{\ce{Cl-}} nClX−=7,5 mmoln_{\ce{Cl-}}=\pu{7,5 mmol} As reações iônicas serão as seguintes: AgX+(aq)+ClX−(aq)→AgCl(s)\boxed{\ce{Ag^{+}(aq) + Cl^{-}(aq)-> AgCl(s)}} AgX+(aq)+SCNX−(aq)→AgSCN(s)\boxed{\ce{Ag^{+}(aq) + SCN^{-}(aq)-> AgSCN(s)}} Pela estequiometria do composto(BaClX2)(\ce{BaCl2}): nBaClX21=nClX−2\frac{n_{\ce{BaCl2}}}{1}=\frac{n_{\ce{Cl-}}}{2} nBaClX2=3,75 mmoln_{\ce{BaCl2}}=\pu{3,75 mmol} Cálculo da massa de cloreto de bário: m=n⋅Mm= n \cdot M m=(3,75 mmol)(208 g ⋅ mol−1)=780 mgm=(\pu{3,75mmol})(\pu{208 g.mol-1})=\pu{780 mg} Cálculo da pureza da amostra: pureza=mBaClX2mtotal\text{pureza}=\frac{m_{\ce{BaCl2}}}{m _\text{total}} pureza=780 mg2000 mg=39%\text{pureza}=\frac{\pu{780mg}}{\pu{2000mg}}=\boxed{39\%}