Uma amostra contendo 50,0 mL de EDTA 0,1 M, tamponada em pH 10, foi titulada com 50,0 mL de uma solução de E=-0,036 V, na pilha:
EPC// solução titulante/Hg(I)
A partir do potencial da célula , calcule a constante de formação do complexo estável

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.

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:
nrm EDTA = 0,100;M times 0,0500;L = 5,00times10^-3;mol
Concentração total de EDTA ( CY = 5,00times10^-30,100 = 0,050;M a pH 10):
nrm Hg^2+ = 0,020;M times 0,0500;L = 1,00times10^-3;mol
– Mol de Hg²⁺ adicionado:
Crm Hg = 1,00times10^-30,100 = 0,010;M
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
Erm Hg ;=; Erm EPC ;-; Erm cel ;=; 0,241;V ;-;(-0,036;V) ;=;0,277;V

Passo 4

Agora aplicamos Nernst ao par redox
Erm Hg ;=; E^circrm Hg^2+/Hg ;+;0,059162,logl[Hg^2+r] .
A equação é
log[Hg^2+] ;=; 2,(Erm Hg-E^circrm Hg^2+/Hg)0,05916 ;=; 2,(0,277-0,852)0,05916 ;=;-19,42
Isolando [Hg^2+] ;=; 10^-19,42 ;approx;3,8times10^-20;M :

Passo 5

No equilíbrio de formação do complexo
[HgY^2-] = Crm Hg - [Hg^2+], [Y^4-] = CY - [HgY^2-] ,
definimos:
Como é ínfimo, temos
e .

Passo 6

A constante de formação é
Kf =[HgY^2-][Hg^2+],[Y^4-] ;approx; 0,010(3,8times10^-20),(0,040) ;approx;6,6times10^18

Resposta

.

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