Uma amostra de 50,0 \mathrm{~mL} contendo \mathrm{Ca}^{2+} foi titulada com EDTA 0,0100 \mathrm{M}. Volume gasto: 25,00 \mathrm{~mL}.
a) Calcule \left[\mathrm{Ca}^{2+}\right]
b) Escreva a equação da reação.

Passo 1

O enunciado dá uma amostra de \(50,0\\ \mathrm{mL}) contendo \(\mathrm{Ca}^{2+}) que foi titulada com solução de EDTA de concentração \(0,0100\\ \mathrm{M}). O volume de EDTA gasto na titulação foi \(25,00\\ \mathrm{mL}).
As perguntas são:
a) Calcular \left[\mathrm{Ca}^{2+}\right] na amostra.
b) Escrever a equação da reação entre \mathrm{Ca}^{2+} e o EDTA.

Passo 2

Entendimento da relação estequiométrica (sem fazer conta ainda). Numa titulação com EDTA, o íon metálico forma um complexo com o ligante EDTA. Para \mathrm{Ca}^{2+} a razão estequiométrica é de 1 mol de \mathrm{Ca}^{2+} para 1 mol de EDTA (forma totalmente deprotonada \mathrm{EDTA}^{4-}). Isso significa que o número de mols de EDTA consumidos é igual ao número de mols de \mathrm{Ca}^{2+} titulado:
\text{mols de }\mathrm{Ca}^{2+} = \text{mols de EDTA\\ (no ponto de equivalência)}.ê

Passo 3

Converter volumes para litros (porque a concentração está em mol·L^{-1}).
Volume da solução de EDTA usada:
25,00\\ \mathrm{mL} = 0,02500\\ \mathrm{L}.
Volume da amostra contendo \mathrm{Ca}^{2+}:
50,0\\ \mathrm{mL} = 0,0500\\ \mathrm{L}.

Passo 4

Calcular os mols de EDTA adicionados usando a relação \text{mols} = M \times V. Aqui M é a molaridade da solução de EDTA e V é o volume em litros.
\text{mols de EDTA} = 0,0100\\ \mathrm{mol\;L^{-1}} \times 0,02500\\ \mathrm{L}.
Agora multiplico:
\text{mols de EDTA} = 0,0002500\\ \mathrm{mol}.
Considerando algarismos significativos (a menor precisão entre os dados), arredondamos convenientemente para
\text{mols de EDTA} = 2,50\times 10^{-4}\\ \mathrm{mol}.

Passo 5

Pelo ponto de equivalência (razão 1:1), os mols de \mathrm{Ca}^{2+} presentes na amostra são iguais aos mols de EDTA que acabamos de calcular:
\text{mols de }\mathrm{Ca}^{2+} = 2,50\times 10^{-4}\\ \mathrm{mol}.

Passo 6

Calcular a concentração de \mathrm{Ca}^{2+} na amostra usando \left[\mathrm{Ca}^{2+}\right] = \dfrac{\text{mols de }\mathrm{Ca}^{2+}}{\text{volume da amostra (L)}}. Substituindo os valores:
\left[\mathrm{Ca}^{2+}\right] = \dfrac{2,50\times 10^{-4}\\ \mathrm{mol}}{0,0500\\ \mathrm{L}}.
Faço a divisão:
\left[\mathrm{Ca}^{2+}\right] = 5,00\times 10^{-3}\\ \mathrm{mol\;L^{-1}}.
Expliquei cada passo de conversão e conta para que você consiga repetir isso numa prova sem calculadora: transformar mL em L movendo a vírgula três casas, multiplicar concentração por volume para obter mols, aplicar a relação estequiométrica 1:1 e dividir pelos litros de amostra.

Passo 7

Escrever a equação química da reação entre \mathrm{Ca}^{2+} e o EDTA na forma de íon EDTA totalmente deprotonado ( \mathrm{EDTA}^{4-}). A forma comum de representar o complexo é \mathrm{CaEDTA}^{2-} (ou \mathrm{CaY}^{2-} se usar Y^{4-} para EDTA). A equação é:
\mathrm{Ca}^{2+} + \mathrm{EDTA}^{4-} \longrightarrow \mathrm{CaEDTA}^{2-}.

Resposta

a)\\ \left[\mathrm{Ca}^{2+}\right]=5,00\times 10^{-3}\\ \mathrm{M}
b)\\ \mathrm{Ca}^{2+} + \mathrm{EDTA}^{4-} \longrightarrow \mathrm{CaEDTA}^{2-}

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