Exemplo 2: Dissolveu-se 0,600 g de Fe (NH4)2(SO4)2 cdot 6 H2 O(MM=392,13 g / mol) em 400,0 mL de H2 SO4 1,00 mol / L. Titulou-se esta solução vigorosamente com uma solução de 0,0200 mol / L de KMnO4. A reação foi acompanhada utilizando um eletrodo indicador de platina e um eletrodo de calomelano (E= 0,241 V) como referência. Calcule qual seria o potencial observado no potenciômetro em cada situação:
No Ve ;
l MnO4^-+8 H^++5 e^- <=ftarrows Mn^2++4 H2 O E^0=1,507 V Fe^3++e^- <=ftarrows Fe^2+ E^0 sqsubset=0,68 V(H2 SO4 1 mol / L)

Passo 1

Beleza, então o exercício é uma titulação redox em que a gente tem uma solução de Fe(NH₄)₂(SO₄)₂·6H₂O em H₂SO₄ 1,00 M titulada com KMnO₄ 0,0200 M. A pergunta que nos interessa é: “Qual o potencial medido pelo potenciômetro no ponto de equivalência (Ve)?”
Conteúdo: eletroquímica redox, potencial de célula e equação de Nernst. Vamos usar a ideia de potencial padrão de célula e o fato de que, em Ve, a reação está em equilíbrio (Q = 1), então E = E⁰_célula. Também vamos subtrair o potencial do eletrodo de calomelano (0,241 V) para achar o que o potenciômetro mostra.

Passo 2

Primeiro, identificamos qual é o par redox atuando como cátodo e qual como ânodo:
  1. Cátodo (redução do permanganato): MnO4^- + 8,H^+ + 5,e^- <=ftarrows Mn^2+ + 4,H2O, E^0 = +1,507;V
  2. Ânodo (oxidação do ferro): Fe^3+ + e^- <=ftarrows Fe^2+, E^0 = +0,680;V
A diferença de potencial padrão da célula é
E^0célula = E^0cátodo - E^0ânodo = 1,507 - 0,680 = 0,827;V éáâ

Passo 3

No ponto de equivalência a reação global está em equilíbrio (quociente iônico Q = 1), então vale
Ecélula = E^0célula = 0,827;V éé
O que o potenciômetro registra é a diferença entre o eletrodo indicador (Pt) e o de referência (calomelano a 0,241 V):
Emedido = Ecélula - Ecalomelano = 0,827 - 0,241 = 0,586;V é

Resposta

E = 0,586 V

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