Uma amostra contendo
de EDTA
, tamponada em pH 10, foi titulada com
de uma solução de
, na pilha:
EPC// solução titulante/Hg(I)
A partir do potencial da célula
, calcule a constante de formação do complexo estável
A partir do potencial da célula
Passo 1
Beleza, o problema diz o seguinte: eu titulei 50,0 mL de EDTA 0,10 M (em pH 10) com 50,0 mL de Hg(ClO₄)₂ 0,020 M e montei uma célula do tipo
EPC // solução titulante / Hg²⁺(aq) | Hg(s)
Mediram E = –0,036 V. Os potenciais padrão são
E°(Hg²⁺/Hg) = +0,852 V
E°(EPC) = +0,241 V
Queremos a constante de formação do complexo
.
Conteúdo/métodos que vamos usar:
• Balanço de massa (totais de Hg e de EDTA).
• Equilíbrio de complexo (definição de ).
• Equação de Nernst para o eletrodo de mercúrio.
EPC // solução titulante / Hg²⁺(aq) | Hg(s)
Mediram E = –0,036 V. Os potenciais padrão são
E°(Hg²⁺/Hg) = +0,852 V
E°(EPC) = +0,241 V
Queremos a constante de formação
Conteúdo/métodos que vamos usar:
• Balanço de massa (totais de Hg e de EDTA).
• Equilíbrio de complexo (definição de
• Equação de Nernst para o eletrodo de mercúrio.
Passo 2
Primeiro, vamos achar a concentração total final de Hg²⁺ e de EDTA na célula.
Volume total = 50,0 mL + 50,0 mL = 100,0 mL = 0,100 L.
– Mol de EDTA:
Volume total = 50,0 mL + 50,0 mL = 100,0 mL = 0,100 L.
– Mol de EDTA:
Concentração total de EDTA (
a pH 10):
– Mol de Hg²⁺ adicionado:
Concentração total de Hg:
Passo 3
A tensão medida E = –0,036 V é da célula inteira. Se a referência (EPC) tem E° = +0,241 V, então o potencial do eletrodo de Hg²⁺/Hg (E_Hg) é
Passo 4
Agora aplicamos Nernst ao par redox
.
A equação é
A equação é
Isolando
:
Passo 5
No equilíbrio de formação do complexo
,
definimos:
definimos:
Como
é ínfimo, temos
e .
e
Passo 6
A constante de formação é