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Dados do problema:

m(AgNO3) = 14,77 g

V(da solução) = 1,00 L

m(Na2CrO4) = 0,1799 g

1a parte - descobrir a molaridade da solução de AgNO3

- A massa molar do AgNO3 é: MM = 169,87 g.mol-1

- para encontrar a molaridade da solução precisamos encontrar a quantidade de matéria em mol (n)

MM = m/n

n = m/MM

n = 14,77g/169,87 g.mol-1

n = 0,0869 mol ou n = 86,9 mmol

- a solução tem volume de 1,00 L, logo a molaridade é

M = n/V = 86,9 mmol.L-1

2a parte - descobrir a quantidade de matéria (mol) do Na2CrO4

- a massa molar (MM) do Na2CrO4 é

MM = 161,97 g.mol-1

como já visto n = m/MM

n = 0,1799g/161,97g.mol-1

n = 0,00111 mol ou n = 1,11 mmol

- 0,1799g de Na2CrO4 é igual a 1,11 mmol

3a parte - estequiometria e resultado final:

- a reação de AgNO3 com Na2CrO4 é uma reação de dupla troca:

2AgNO3 + Na2CrO4 -> Ag2CrO4 + 2NaNO3

(tanto o sódio como a prata são cátions +1)

- ou seja, a estequiometria da reação é 1 mol de cromato para 2 mol de nitrato:

n(Na2CrO4) = 2 n(AgNO3)

ou n(AgNO3) = n(Na2CrO4)/2 = 1,11/2 mmol

n(AgNO3) = 0,555 mmol

- como calculado na 1a parte, a molaridade é obtida através de M = n/V

- com isso encontramos o volume da solução por:

V = n/M

V = n(AgNO3)/M

V = 0,555mmol/86,9 mmol.L-1

O volume necessário é V = 0,00639 L = 6,39 mL

Aproximadamente 75,17 mL da solução de nitrato de prata são necessários para reagir completamente com 0,1799 g de Na2CrO4.