30 ml de uma solução desconhecida de iodeto foram tratados com 50 ml de AgNO3 0,365 mol/L.Após remoção do precipitado por filtração, adicionou-se Fe3+ ao filtrado e titulou-se KSCN 0,287 mol/L, onde foram necessários 37,60 ml do titulante para a solução se tornar vermelha.Determine a massa de iodeto presente na solução desconhecida
As relações estequimétricas são todas 1:1 temos as seguintes relações:
Temos o valor total em mol de AgNo3 que é de 0,01825 mol
O excedente de Ag+ foi titulado com KSCN e disso obtemos que foi utilizado 0,0107912 mol de KSCN e consequentemente a mesma quantidade de Ag+.
A quantidade de iodeto será descoberta fazendo a quantidade total de Ag+ que foi utilizada (sob a forma de AgNO3) menos a quantidade excendente obtida acima. Dessa forma temos Ag+(que reagiu)= 0,01825 mol (Ag+ total) - 0,0107912 mol (Ag+ excedente) = 7,4588x10?³ =Quantidade em mol de iodeto na solção desconhecida.
Agora convertemos os mols de iodeto para gramas utilizando sua massa molar de 126,9 g/mol e obtemos uma quantidade de 0,9465 gramas de iodeto presente na solção problema.
Espero ter ajudado, qualquer dúvida fico à disposição.
Olá Jéssica,
Segue a resposta.
Você tem uma retrotitulação, em que vc adiciona excesso de íon Ag+ para precipitar o I- (íon iodeto). Depois vc adiciona o Fe3+ que é o seu indicador da titulação entre o excesso de Ag+ com o SCN-. A quantidade de íons do SCN- é igual ao Ag+ que está em excesso, o total de Ag+ menos o Ag+ em excesso é igual a quantidade de íons I-.
Então vamos aos cálculos:
nSCN- = 0,287 mol/L * 0,0376 L = 0,01079 mol
nSCN- = nAg+ (excesso) = 0,01079 mol
nAg+ total = 0,365 mol/L * 0,050 L = 0,01825
nAg+ (reage) = 0,01825 - 0,01079 = 0,00746 mol
nAg+(reage) = nI-(iodeto) = 0,00746 mol
massa Iodeto = n.M
M= massa molar do Iodo = 126,90
Massa Iodeto = 0,00746*126,90 = 0,947 g
Valeu!!!
Para resolver este problema, precisamos primeiro entender a reação química envolvida e depois usar a estequiometria para encontrar a massa de iodeto presente na solução desconhecida.
A reação inicial entre o nitrato de prata (AgNO?) e o iodeto (I?) forma um precipitado de iodeto de prata (AgI):
AgNO3+I??AgI (s)+NO3?
Sabemos que foram utilizados 50 mL de AgNO? 0,365 mol/L. Vamos calcular a quantidade de mols de AgNO? utilizada:
Mols de AgNO3=Volume (L)×Concentrac¸a˜o (mol/L) Mols de AgNO3=0,050?L×0,365?mol/L Mols de AgNO3=0,01825?mol
Após a filtração do precipitado de AgI, adicionou-se Fe³? ao filtrado e titulou-se com KSCN 0,287 mol/L. O volume de KSCN utilizado foi de 37,60 mL. A reação entre Fe³? e SCN? é:
Fe3++SCN??[Fe(SCN)]2+
Para calcular a quantidade de mols de SCN? utilizada na titulação:
Mols de SCN?=Volume (L)×Concentrac¸a˜o (mol/L) Mols de SCN?=0,0376?L×0,287?mol/L Mols de SCN?=0,0107912?mol
Essa quantidade de SCN? foi utilizada para reagir com o excesso de Fe³?, que é igual à quantidade de Ag? que não reagiu com o iodeto inicial.
Os mols de Ag? que reagiram com I? são a diferença entre os mols de Ag? inicialmente adicionados e os mols de Ag? que permaneceram no filtrado e reagiram com SCN?:
Mols de Ag+ que reagiram com I?=0,01825?mol?0,0107912?mol Mols de Ag+ que reagiram com I?=0,0074588?mol
Cada mol de Ag? reage com um mol de I?, então:
Mols de I?=0,0074588?mol
A massa de iodeto é então calculada usando a massa molar do iodeto (126,90 g/mol):
Massa de I?=Mols de I?×Massa molar de I? Massa de I?=0,0074588?mol×126,90?g/mol Massa de I?=0,9461?g
Portanto, a massa de iodeto presente na solução desconhecida é aproximadamente 0,9461 g.
Para determinar a massa de iodeto presente na solução desconhecida, devemos seguir o processo passo a passo.
### Passo 1: Reação de Precipitação
Primeiro, ocorre a reação entre iodeto (I?) e nitrato de prata (AgNO?) para formar iodeto de prata (AgI) precipitado:
Vamos calcular a quantidade de AgNO? que reagiu:
Volume de AgNO? = 50 mL = 0,050 L
Concentração de AgNO? = 0,365 mol/L
Moles de AgNO? adicionados = \( 0,050 \times 0,365 = 0,01825 \) moles
### Passo 2: Determinação de Ag? remanescente
Após a precipitação, parte do Ag? permanece em solução. Para determinar essa quantidade, utilizamos a titulação com KSCN.
### Passo 3: Titulação com KSCN
A titulação com KSCN determina o excesso de Ag?.
Volume de KSCN usado = 37,60 mL = 0,03760 L
Concentração de KSCN = 0,287 mol/L
Moles de KSCN usados = \( 0,03760 \times 0,287 = 0,0108 \) moles
### Passo 4: Cálculo do excesso de Ag?
Os moles de KSCN usados são iguais aos moles de Ag? em excesso:
Moles de Ag? em excesso = 0,0108 moles
### Passo 5: Determinação dos moles de I? precipitados
Moles de AgNO? inicialmente adicionados = 0,01825 moles
Moles de Ag? em excesso = 0,0108 moles
Moles de Ag? que reagiram com I? = \( 0,01825 - 0,0108 = 0,00745 \) moles
### Passo 6: Determinação da massa de I?
Cada mole de Ag? reage com um mole de I?, então os moles de I? precipitados são iguais aos moles de Ag? que reagiram:
Moles de I? = 0,00745 moles
Massa molar de I? = 126,9 g/mol
Massa de I? = \( 0,00745 \times 126,9 = 0,945 \) g
### Resposta
A massa de iodeto presente na solução desconhecida é 0,945 g.
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