Q analiticaaa

Professor Mauricio C.

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Respondeu há 4 dias

Para determinar a massa de iodeto presente na solução desconhecida, vamos seguir os passos da reação e os cálculos estequiométricos envolvidos.

Reação entre AgNO3 e iodeto:

?AgNO3?+I??AgI(s)+NO3??
 
Sabemos que 50 mL de AgNO3 0,365 mol/L foram usados. Vamos calcular o número de mols de AgNO3:

mols de AgNO3?=volume×concentrac¸?a˜o=0,050L×0,365mol/L=0,01825mol
?
Precipitação do AgI:
Todo iodeto (I^-) presente na solução reage com AgNO3 para formar o precipitado AgI. O número de mols de AgI precipitado será igual ao número de mols de AgNO3 usados, ou seja, 0,01825 mol.

Filtrado contendo excesso de AgNO3:
Após a remoção do AgI precipitado, o filtrado contém o excesso de AgNO3 não reagido. Vamos determinar esse excesso.

Reação do excesso de AgNO3 com KSCN:
O excesso de AgNO3 reage com KSCN. Adicionou-se Fe^3+ ao filtrado, e a titulação com KSCN 0,287 mol/L precisou de 37,60 mL para a solução se tornar vermelha. A reação envolvida é:

Ag++SCN??AgSCN(s)

Vamos calcular o número de mols de KSCN usados na titulação:

mols de KSCN=volume×concentrac¸?a˜o=0,03760L×0,287mol/L=0,0108molComo 1 mol de Ag^+ reage com 1 mol de SCN^-, o número de mols de Ag^+ no excesso é 0,0108 mol.

Cálculo do iodeto na solução inicial:
Sabemos que o número total de mols de AgNO3 inicialmente era 0,01825 mol e o excesso de Ag^+ após a reação com iodeto foi 0,0108 mol. Então, o número de mols de Ag^+ que reagiram com o iodeto é:

mols de Ag+ que reagiram=0,01825mol?0,0108mol=0,00745mol
  
Isso significa que o número de mols de iodeto (I^-) na solução inicial também foi 0,00745 mol.

Cálculo da massa de iodeto:
A massa molar do iodeto (I^-) é 126,9 g/mol. Então, a massa de iodeto presente na solução é:

massa de I? =mols×massa molar=0,00745mol×126,9g/mol=0,945g
Portanto, a massa de iodeto presente na solução desconhecida é 0,945 gramas.