A farinha de trigo consumida no Brasil é enriquecida com ferro para suprir a carência deste nutriente na dieta da população, apresentando teor de, aproximadamente, 12 mg / kg. Considere que o preparo da amostra para a determinação de Fe^2+ foi realizada com ácido nítrico concentrado para a digestão completa da amostra. Ao final do processo, o analista ajustou o pH da solução a 2,0 para permitir a reação do íon metálico oxidado (Fe^3+) com EDTA. Considerando que foram utilizados 187 g de amostra, que o volume final da solução foi de 100 mL e que a concentração final de EDTA foi de 4,0 times 10^-4 mol / L, calcule a concentração de todas as espécies no equilíbrio e explique se o valor de pH é adequado para a reação pretendida. Dado: Kff=1,3 times 10^25.

Passo 1

Beleza, vamos resolver esse exercício de química envolvendo equilíbrio químico e complexação. O enunciado nos fala sobre a determinação de íons ferro (Fe²⁺ e Fe³⁺) em farinha de trigo usando EDTA, além de analisar se o pH ajustado está adequado para a reação. Para resolver, vamos precisar entender conceitos de complexação, constante de formação ( Kf), cálculos de concentração e o impacto do pH nas reações químicas.

Passo 2

Primeiro, vamos calcular a quantidade total de ferro na amostra. Sabemos que a farinha tem aproximadamente 12 mg de ferro por kg. Como usamos 187 g de amostra:
Quantidade de Fe = 12, mgkg times 0,187, kg = 2,244, mg
Convertendo para gramas:
2,244, mg = 0,002244, g

Passo 3

Agora, vamos calcular a quantidade de mols de ferro presentes. A massa molar do ferro ( Fe) é aproximadamente 55,85 g/mol:
Mols de Fe = 0,002244, g55,85, gmol approx 4,015 times 10^-5, mol

Passo 4

Sabemos que a concentração de EDTA utilizada é 4,0 times 10^-4, mol/L em um volume final de 100 mL (0,1 L):
Mols de EDTA = 4,0 times 10^-4, molL times 0,1, L = 4,0 times 10^-5, mol

Passo 5

Considerando que o EDTA reage com Fe^3+:
Fe^3+ + EDTA^4- rightarrow [Fe(EDTA)]^-
A constante de formação ( Kf) é dada por 1,3 times 10^25, que é muito grande, indicando que a formação do complexo [Fe(EDTA)]^- é quase completa.

Passo 6

Vamos assumir que todo o EDTA reage com Fe^3+:
Mols de [Fe(EDTA)]^- = 4,0 times 10^-5, mol
Então, os mols de Fe^3+ livres serão:
Mols de Fe^3+ = Mols de Fe total - Mols de [Fe(EDTA)]^- = 4,015 times 10^-5 - 4,0 times 10^-5 = 1,5 times 10^-7, mol

Passo 7

A concentração das espécies no equilíbrio serão:
[Fe^3+] = 1,5 times 10^-7, mol0,1, L = 1,5 times 10^-6, mol/L
[EDTA^4-] = 4,0 times 10^-5, mol - 4,0 times 10^-5, mol0,1, L = 0, mol/L
[[Fe(EDTA)]^-] = 4,0 times 10^-5, mol0,1, L = 4,0 times 10^-4, mol/L

Passo 8

Agora, vamos verificar se o pH de 2,0 é adequado para a reação. O EDTA forma complexos estáveis principalmente em pH ligeiramente ácido a neutro. Em pH 2,0, há alta concentração de íons H⁺, o que pode protonar o EDTA, diminuindo sua capacidade de se ligar ao ferro. Contudo, como Kf é muito grande ( 1,3 times 10^25), mesmo com alguma protonação, a formação do complexo [Fe(EDTA)]^- ainda é favorecida, tornando o pH 2,0 adequado para a reação pretendida.

Resposta

As concentrações no equilíbrio são:
[Fe^3+] = 1,5 times 10^-6, mol/L
[EDTA^4-] = 0, mol/L
[[Fe(EDTA)]^-] = 4,0 times 10^-4, mol/L
Além disso, o pH ajustado para 2,0 é adequado para a reação de complexação com EDTA.

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