Calcular as concentrações de todas as espécies presentes em um litro das seguintes soluções (cálculos aproximados). 0,010 mols de Zn(NO3)2, 1,00 mol de etilenodiamina (en)

Passo 1

Vamos entender o que está sendo pedido. O exercício nos pede para calcular as concentrações de todas as espécies presentes em um litro de solução que contém 0,010 mols de Zn(NO3)2 e 1,00 mol de etilenodiamina (en). Para resolver isso, vamos precisar entender como o Zn(NO3)2 se dissocia em água e como a etilenodiamina interage com os íons de zinco para formar complexos.

Passo 2

Primeiro, vamos considerar a dissociação do Zn(NO3)2 na água. Este sal se dissocia completamente em íons de zinco ( Zn^2+) e nitrato ( NO3^-) da seguinte forma:
Zn(NO3)2 Zn^2+ + 2 , NO3^-
Como temos 0,010 mol de Zn(NO3)2 em 1 litro de solução, a concentração inicial dos íons é:
  • [Zn^2+] = 0,010 , M
  • [NO3^-] = 2 times 0,010 , M = 0,020 , M

Passo 3

Agora, vamos considerar a etilenodiamina (en), que é um ligante bidentado capaz de se ligar ao íon Zn^2+ formando um complexo. A reação de formação do complexo pode ser representada por:
Zn^2+ + en rightarrow [Zn(en)]^2+
Vamos supor que toda a etilenodiamina disponível reage com os íons de zinco para formar o complexo [Zn(en)]^2+.

Passo 4

Como temos 1,00 mol de en para 0,010 mol de Zn^2+, há excesso de en. Portanto, todo o Zn^2+ será utilizado para formar o complexo.
Após a reação, a concentração das espécies será:
  • [[Zn(en)]^2+] = 0,010 , M
  • [NO3^-] = 0,020 , M
  • [en] = 1,00 , M - 0,010 , M = 0,990 , M

Passo 5

Verificamos que não há mais Zn^2+ livre na solução, pois todo foi complexo com a en. Também não há formação de outros complexos, já que o zinco foi completamente consumido.

Resposta

As concentrações finais das espécies presentes na solução são:
  • [[Zn(en)]^2+] = 0,010 , M
  • [NO3^-] = 0,020 , M
  • [en] = 0,990 , M

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