Considere a titulação de 50,00 mL de Fe^2+ 0,0150 mol / L com EDTA 0,0300 mol / L em uma solução tamponada em pH 7,0. Calcular os valores de pFe após a adição de 0,00 ; 10, 00 ; 24,00 ; 24,90 ; 25,00 ; 25,10 ; 26,00 ; e 30,00 mL de titulante.
Valores de alpha4 para o EDTA em diferentes pHs
pH c|c hline pH & $04$ hline 2,00 & $3,7 times 10^-14$ 2,50 & $1,4 times 10^-12$ 3,00 & $2,5 times 10^-11$ 4,00 & $3,3 times 10^-9$ 5,00 & $3,5 times 10^-7$ 6,00 & $2,2 times 10^-5$ 7,00 & $4,8 times 10^-1$ 8,00 & $5,1 times 10^-1$ 9,00 & $5,1 times 10$ 10,00 & 0,35 11,00 & 0,85 12,00 & 0,98 hline
2,00
2,50
3,00
4,00
5,00
6,00
7,00
8,00
9,00
10,00 0,35
11,00 0,85
12,00 0,98
Constantes de Formação dos Complexos de EDTA
Cátion

Passo 1

Beleza, vamos lá! O que temos aqui é um exercício de titulação envolvendo íons de ferro ( Fe^2+) e EDTA. A matéria envolve conceitos de química analítica, como titulação complexométrica, equilíbrio químico e cálculos de pH. Para resolver isso, vamos precisar entender como o EDTA reage com o Fe^2+, calcular as quantidades envolvidas e determinar o pFe após a adição de diferentes volumes de titulante.

Passo 2

Primeiro, vamos entender o que significa titular Fe^2+ com EDTA. O EDTA é um agente quelante que forma complexos estáveis com íons metálicos como o ferro. A reação básica é:
Fe^2+ + EDTA^4- <=ftharpoons FeEDTA^2-
Aqui, o EDTA se liga ao íon ferro formando um complexo. A constante de formação desse complexo nos dá uma ideia de quão forte é essa ligação.

Passo 3

Agora, vamos calcular as moles de Fe^2+ que temos inicialmente. Temos 50,00 mL de solução com concentração de 0,0150 , mol/L. Usando a fórmula:
Mo<=s = Concentração times Volume = 0,0150 , mol/L times 0,0500 , L = 0,00075 , mol çã
Então, temos 0,00075 mol de Fe^2+ no começo.

Passo 4

Em seguida, vamos calcular as moles de EDTA adicionadas para cada volume de titulante. A concentração do EDTA é 0,0300 , mol/L. Vamos considerar cada volume de titulante separado:
Por exemplo, para 10,00 mL de EDTA:
Mo<=s de EDTA = 0,0300 , mol/L times 0,0100 , L = 0,00030 , mol
Faremos isso para todos os volumes listados: 0,00 mL; 10,00 mL; 24,00 mL; 24,90 mL; 25,00 mL; 25,10 mL; 26,00 mL; e 30,00 mL.

Passo 5

Agora, precisamos entender como o EDTA adiciona reage com o Fe^2+. A relação é 1:1, ou seja, 1 mol de EDTA reage com 1 mol de Fe^2+. Vamos verificar em cada caso se o EDTA está em excesso ou não.
Por exemplo, para 10,00 mL de EDTA:
  • Moles de EDTA adicionadas: 0,00030 mol
  • Moles de Fe^2+ disponíveis: 0,00075 mol
Como 0,00030 mol de EDTA < 0,00075 mol de Fe^2+, o EDTA não está em excesso. Portanto, toda a quantidade de EDTA reagirá com o Fe^2+.

Passo 6

Vamos agora calcular a concentração de Fe^2+ livre após a reação. A concentração livre de Fe^2+ é importante para determinar o pFe, que é dado por:
pFe = -log[Fe^2+]
Para isso, subtraímos as moles de EDTA adicionadas das moles de Fe^2+ iniciais e dividimos pelo volume total da solução.
Continuando com o exemplo de 10,00 mL de EDTA:
  • Moles de Fe^2+ após reação: 0,00075 , mol - 0,00030 , mol = 0,00045 , mol
  • Volume total: 50,00 , mL + 10,00 , mL = 60,00 , mL = 0,0600 , L
  • Concentração de Fe^2+: 0,00045 , mol / 0,0600 , L = 0,00750 , mol/L
  • pFe: -log(0,00750) approx 2,12

Passo 7

Vamos repetir esse processo para todos os volumes de EDTA adicionados:
  1. 0,00 mL de EDTA:
    • Moles de Fe^2+: 0,00075 mol
    • Concentração: 0,00075 , mol / 0,0500 , L = 0,0150 , mol/L
    • pFe: -log(0,0150) approx 1,82
  2. 10,00 mL de EDTA:
    • Calculado no Passo 6: pFe ≈ 2,12
  3. 24,00 mL de EDTA:
    • Moles de EDTA adicionadas: 0,0300 times 0,0240 = 0,00072 , mol
    • Moles de Fe^2+ após reação: 0,00075 - 0,00072 = 0,00003 , mol
    • Volume total: 74,00 mL = 0,0740 L
    • Concentração: 0,00003 / 0,0740 approx 0,000405 , mol/L
    • pFe: -log(0,000405) approx 3,39
  4. 24,90 mL de EDTA:
    • Moles de EDTA: 0,0300 times 0,0249 = 0,000747 , mol
    • Moles de Fe^2+ após reação: 0,00075 - 0,000747 = 0,000003 , mol
    • Volume total: 74,90 mL = 0,0749 L
    • Concentração: 0,000003 / 0,0749 approx 0,0000401 , mol/L
    • pFe: -log(0,0000401) approx 4,40
  5. 25,00 mL de EDTA:
    • Moles de EDTA: 0,0300 times 0,0250 = 0,000750 , mol
    • Moles de Fe^2+ após reação: 0,00075 - 0,000750 = 0 , mol
    • Concentração: 0 , mol/L
    • pFe: Indeterminado (próximo ao infinito, já que não há Fe^2+ livre)
  6. 25,10 mL de EDTA:
    • Moles de EDTA: 0,0300 times 0,0251 = 0,000753 , mol
    • Agora, o EDTA está em excesso. Todo o Fe^2+ foi reagido, e temos excesso de EDTA.
    • Concentração de Fe^2+ livre: praticamente zero
    • pFe: Muito alto, praticamente infinito
  7. 26,00 mL de EDTA:
    • Similar ao passo anterior, com mais excesso de EDTA.
    • pFe: Continua muito alto
  8. 30,00 mL de EDTA:
    • Moles de EDTA: 0,0300 times 0,0300 = 0,000900 , mol
    • Excesso de EDTA: 0,000900 - 0,000750 = 0,000150 , mol
    • pFe: Ainda muito alto, sem Fe^2+ livre

Resposta

Após realizar os cálculos para cada volume de EDTA adicionado, os valores de pFe são aproximadamente:
  • 0,00 mL de EDTA: pFe ��� 1,82
  • 10,00 mL de EDTA: pFe ≈ 2,12
  • 24,00 mL de EDTA: pFe ≈ 3,39
  • 24,90 mL de EDTA: pFe ≈ 4,40
  • 25,00 mL de EDTA: pFe indeterminado (sem Fe^2+ livre)
  • 25,10 mL de EDTA: pFe muito alto
  • 26,00 mL de EDTA: pFe muito alto
  • 30,00 mL de EDTA: pFe muito alto
Esses valores mostram como a concentração de íons de ferro livres diminui à medida que mais EDTA é adicionado, aumentando assim o pFe.

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