Question

Um volume de 30,0 mL de uma solução 0,150 M de
CaCl2 é adicionado a 15,0 mL de uma solução 0,100 M
de AgN03. Qual é a massa em gramas do precipitado de
AgCl formado?

Answer 1

Começando pelo balanceamento da equação:

CaCl2 + 2AgNO3 ----> 2AgCl + Ca(NO3)2

Sabemos que o reagente limitante desta reação de precipitação é o Cl2 que será consumido mais rapidamente e por isso necessita de uma quantidade maior.
Devemos saber quanto de massa foi utilizado para cada reagente:

CaCl2= MM=110,9

M= n/V -> 0,150=n/0,030 = 0,0045
n=m/MM-> 0,0045=m/110,9 = 0,49905g de CaCl2

MM de CaCl2 110,9------------ 0,49905g
MM de Cl       70,9-------------- x=0,31905g do reagente limitante

AgNO3 = MM=169,87

M=n/V -> 0,100=n/0,015 =0,0015

n=m/MM->0,0015=m/169,87=0,2548g de AgNO3

MM de AgNO3 169,87---------0,2548g
MM de Ag         107,87 -------- x = 0,1618g de Ag

Agora temos as massas de Cl2 = 0,31905g de a massa de Ag = 0,1618g e por saber que é necessário 2 de Cl pra 1 de Ag, multiplicamos a massa de Ag por 2 que representará quanto de Cl será necessário para consumir todo Ag precipitando-o.
Então Ag= 0,1618g x 2= 0,3236g ( de Cl que deveram ser usados para precipitar toda Ag).
Porém não temos essa massa de Cl:

(Cl necessário) 0,3236 --------0,1618 (Ag presente na solução )
(Cl presente )    0,31905 ------x = 0,1595 (Ag q ira precipitar)

Somando as duas massas: 0,31905g +0,1595g = 0,47855g de AgCl