Qual a molaridade de íons Ag+ requerida para a formação de um precipitado quando adicionado a NaCl(aq) 1,0 x 10-5 mol/L?

a)  Ag+ + NaCl --> AgCl (s) + Na+

AgCl(s)<-->Ag+(aq) + Cl-(aq)       Kps = [Ag+]*[Cl-]   ;  Kps(AgCl) = 1.6 *10¹º

[NaCl] = [Cl-] = 1.0 *10ˆ-5 mol/L

[Ag+]*[Cl-]=1.6 *10¹º   => [Ag+] = (1.6 *10¹º)/(1.0 *10ˆ-5) = 1.6*10^-5 mol Ag+ /L.

b)  (1.6*10^-5 mol Ag+)/L ×(1 mol AgNO3)/(1mol Ag+)×(170 g AgNO3)/(1 mol AgNO3)×(1L)/(1000mL)×100mL= 2.72*10^-4 g de AgNO3.

a)Para encontrarmos a molaridade  do ion de AF+ , realizaremos os cálculos abaixo:

\(\begin{align} & A{{g}^{+}}~+\text{ }NaCl\text{ }-->\text{ }AgCl\text{ }\left( s \right)\text{ }+\text{ }N{{a}^{+}} \\ & AgCl\left( s \right)<-->Ag+\left( aq \right)\text{ }+\text{ }Cl-\left( aq \right)\text{ }~ \\ & Kps\text{ }=\text{ }\left[ Ag+ \right]\left[ Cl- \right]\text{ }~\text{ } \\ & ~Kps\left( AgCl \right)\text{ }=\text{ }1.6\text{ }\cdot {{10}^{10}} \\ & \\ & \left[ NaCl \right]\text{ }=\text{ }\left[ Cl- \right]\text{ } \\ & \left[ NaCl \right]\text{ }=\text{ }1.0\text{ }\cdot {{10}^{-5}}mol/L \\ & \\ & [Ag+][Cl-]=1.6\cdot {{10}^{10}} \\ & [Ag+]=(1.6\cdot {{10}^{10}})/(1\cdot 10n-5) \\ & [Ag+]=1.6\cdot {{10}^{-5}}molAg/L \\ \end{align}\ \)

b) A massa será:

\(2,72\cdot {{10}^{-4}}g\)