Problema 2E43

Basicamente todo o cloro do ácido cloroacético foi para a forma de cloreto e após isso foi feito tratamento com nitrato de prata em excesso que posteriormente veio a ser titulado com tiocianato de amônio, analisando os íons em solução vemos que os precipitados serão $\ce{AgCl}$ e $\ce{AgSCN}$ que são compostos neutros então podemos fazer um balanço de carga entre cátions e ânions:

As reações iônicas de titulação serão: $$\boxed{\ce{Ag^{+}(aq) + SCN^{-}(aq) -> AgSCN(s)}}$$ $$\boxed{\ce{Ag^{+}(aq) + Cl^{-}(aq) -> AgCl(s)}}$$ Quando titulamos o branco, não temos nenhum íon cloreto presente, então quando colocamos os 50 mL de prata, é natural que uma quantidade menor será consumida, consequentemente será necessário um volume maior de tiocianato para titular a prata. Agora que entendemos o processo, vemos que o branco de solução está contaminado com ânions que reagem com a prata, vamos calcular o número de mols de ânions que reagem com a prata a partir do balanço de carga: $$\sum\limits_{\text{cátions}}q \cdot n=\sum\limits_{\text{ânions}}q \cdot n$$ $$n_{\ce{Ag^{+}}}=n_{\ce{X-}}+n_{\ce{SCN-}}$$ $$(\pu{0,05 mol.L-1})(\pu{50 mL})=n_{\ce{X^{-}}}+(\pu{0,01 mol.L-1})(\pu{20 mL})$$ Quando titulamos a solução, usamos 10 mL de tiocianato e agora temos íons cloreto presentes, então podemos escrever o seguinte balanço: $$n_{\ce{Ag^{+}}}=n_{\ce{X-}}+n_{\ce{SCN-}}+n_{\ce{Cl-}}$$ $$(\pu{0,05 mol.L-1})(\pu{50 mL})=n_{\ce{X^{-}}}+(\pu{0,01 mol.L-1})(\pu{10 mL})+ n_{\ce{Cl-}}$$ Subtraindo as duas equações chegamos que: $$n_{\ce{Cl-}}=(\pu{0,01 mol.L-1})(\pu{\pu{10mL}})$$ $$n_{\ce{Cl-}}=\pu{0,1 mmol}$$ Como temos 1 cloro por ácido cloroacético, o número de mols de ácido também será $\pu{0,1 mmol}$: Cálculo da massa de ácido cloroacético: $$m=n \cdot M$$ $$m=(\pu{0,1 mmol})(\pu{\pu{94,5 g.mol-1}})=\boxed{\pu{9,45 mg}}$$