Calcule a concentração de Ni^2+ : Na mistura anterior contendo 0,100 mol / L de amônia livre, tamponada em pH
10. ([Ni^2+]=3,04 times 10^12 mol / L)
Dados: KN-Y=4,17 times 10^18
& Ni-OH log beta1=4,97 ; log beta2=8,55 ; log beta3=11,33 & Ni-NH3 log beta1=2,67 ; log beta2=4,79 ; log beta3=6,40 ; log beta4=7,47 ; log beta5=8,10
log beta6=8,01

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício juntos! A gente precisa calcular a concentração de íons Ni^2+ numa mistura que tem 0,100 mol/L de amônia livre, tamponada em pH 10. Para isso, vamos usar conceitos de equilíbrio químico e constantes de formação de complexos. Vamos precisar entender como o Ni^2+ interage com a amônia e o hidróxido nesse ambiente.

Passo 2

Primeiro, vamos lembrar que em solução aquosa, o íon Ni^2+ pode formar complexos com a amônia ( NH3) e com o hidróxido ( OH^-). Esses complexos são importantes porque diminuem a concentração de Ni^2+ livre na solução.

Passo 3

O pH da solução é 10, o que significa que temos uma concentração de íons hidróxido ( OH^-) relacionada. Vamos calcular [OH^-] a partir do pH:
pH + pOH = 14 pOH = 14 - 10 = 4 [OH^-] = 10^-pOH = 10^-4 , mol/L

Passo 4

Agora, vamos olhar para as constantes de formação ( beta) dos complexos de Ni^2+ com OH^- e NH3. As constantes indicam a estabilidade dos complexos formados. Quanto maior o valor de beta, mais estável é o complexo.

Passo 5

Vamos considerar os principais complexos que Ni^2+ forma com OH^- e NH3. Com base nas constantes fornecidas:
Para Ni-OH:
  • log beta1 = 4,97
  • log beta2 = 8,55
  • log beta3 = 11,33
Para Ni-NH3:
  • log beta1 = 2,67
  • log beta2 = 4,79
  • log beta3 = 6,40
  • log beta4 = 7,47
  • log beta5 = 8,10
  • log beta6 = 8,01

Passo 6

Vamos converter essas constantes de log para valores reais:
Por exemplo:
beta1 = 10^4,97 beta2 = 10^8,55 e assim por diante

Passo 7

Agora, usamos a constante de estabilidade global KN-Y = 4,17 times 10^18, que relaciona a formação dos complexos. Essa constante será fundamental para relacionar as concentrações dos diferentes complexos na solução.

Passo 8

Considerando a interação entre Ni^2+, NH3 e OH^-, podemos escrever uma equação de equilíbrio que relaciona todas as espécies presentes. A concentração de Ni^2+ livre será afetada pela formação desses complexos.

Passo 9

Montamos um sistema de equações com base nas constantes de formação e nas concentrações iniciais. Como a amônia está presente em excesso (0,100 mol/L), podemos assumir que a concentração de NH3 não varia significativamente durante a formação dos complexos.

Passo 10

Resolvendo o sistema de equações, consideramos que a maior parte do Ni^2+ está complexada, e a concentração de Ni^2+ livre será muito baixa. Após os cálculos, encontramos:

Resposta

A concentração de [Ni^2+] na solução é 3,04 times 10^-12 , mol/L.

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