Exemplo 2: Dissolveu-se 0,600 g de Fe
em
de
. Titulou-se esta solução vigorosamente com uma solução de
de
. A reação foi acompanhada utilizando um eletrodo indicador de platina e um eletrodo de calomelano
como referência. Calcule qual seria o potencial observado no potenciômetro em cada situação:
Em
Ve;
Em
Passo 1
Beleza, vamos lá. A questão é uma titulação redox: você tem uma solução de Fe²⁺ (vinda do Fe(NH₄)₂(SO₄)₂·6H₂O) em H₂SO₄ 1 M e vai titular com KMnO₄ 0,0200 M. Queremos saber qual será o potencial medido (entre eletrodo de platina – indicador – e calomelano de 0,241 V) quando for atingido 1/3 do volume de equivalência (1/3 Ve).
Conteúdo:
• Estequiometria de titulação redox
• Equivalência e volumes
• Equação de Nernst para o par Fe³⁺/Fe²⁺
• Potencial de uma célula com eletrodo indicador e referência
• Estequiometria de titulação redox
• Equivalência e volumes
• Equação de Nernst para o par Fe³⁺/Fe²⁺
• Potencial de uma célula com eletrodo indicador e referência
O que precisamos:
- Calcular moles de Fe²⁺ iniciais e o volume de equivalência (Ve) de KMnO₄.
- Determinar quantos mols de Fe²⁺ e Fe³⁺ temos em 1/3 Ve e suas concentrações.
- Aplicar a Nernst no par Fe³⁺/Fe²⁺ para achar Eindicador.
- Subtrair o Ecalomelano pra obter o potencial lido.
Passo 2
Calcular moles de Fe²⁺ e Ve.
- Moles de Fe²⁺ inicial:
- Reação: cada MnO₄⁻ consome 5 e⁻, ou seja, oxida 5 Fe²⁺. Então moles de MnO₄⁻ em equivalência:
- Volume de equivalência (KMnO₄ 0,0200 M):
Passo 3
Calcular o “1/3 Ve” e as novas quantidades de Fe²⁺ e Fe³⁺.
- Volume adicionado em 1/3 Ve:
- Moles de MnO₄⁻ adicionados:
- Moles de Fe²⁺ oxidados (5 Fe²⁺ por MnO₄⁻):
- Novos mols:
- Volume total da mistura:
- Concentrações:
Passo 4
Usar a equação de Nernst no par Fe³⁺/Fe²⁺:
Para Fe³⁺ + e⁻ ⇌ Fe²⁺,
e
.
Passo 5
Agora, o que o potenciômetro lê é a diferença entre eletrodo indicador e referência (calomelano 0,241 V):
Resposta
O potencial observado em 1/3 Ve é aproximadamente
.