1. 0,485 \mathrm{~g} de uma amostra de solo contendo ferro (II) e (III), foi oxidada e o ferro (III) precipitado como óxido de ferro hidratado \left(\mathrm{Fe}_{2} \mathrm{O}_{3} . \mathrm{xH}_{2} \mathrm{O}\right). O precipitado depois de fîtrado, lavado e calcinado pesou 0,248 \mathrm{~g}, com o ferro na forma de óxido ( \mathrm{Fe}_{2} \mathrm{O}_{3} ). Qual o conteúdo de ferro na amostra? Resp: 35,8%

Passo 1

O enunciado dá os seguintes dados e pede o que aparece abaixo (peguei todos os valores do enunciado):
  • Massa da amostra de solo: 0,485\\ \mathrm{g}.
  • Após oxidação e precipitação, o precipitado calcinado (óxido de ferro anidro) pesou: 0,248\\ \mathrm{g} como \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}.
    O que se pede: calcular o teor de ferro (em porcentagem em massa) na amostra.
Observação importante (pressuposto padrão nessas questões): supor que todo o ferro presente na amostra foi convertido em \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} durante o tratamento e que não houve perda de ferro durante filtração/ lavagem/ calcinação.

Passo 2

Ideia do método (passo a passo conceitual, sem contas ainda):
  1. Calcular a fração em massa de ferro no \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}. Ou seja, quanto da massa de \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} corresponde a ferro metálico.
  2. Multiplicar essa fração pela massa de \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} obtida ( 0,248\\ \mathrm{g}) para achar a massa de ferro na amostra.
  3. Dividir a massa de ferro obtida pela massa da amostra ( 0,485\\ \mathrm{g}) e multiplicar por 100\% para obter o teor em porcentagem.
Vou explicar cada fórmula usada enquanto faço as contas.

Passo 3

Calcular a massa molar de \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}.
Fórmula: M(\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}) = 2\,M(\mathrm{Fe}) + 3\,M(\mathrm{O}).
Usando massas atômicas aproximadas (valores usuais em química analítica): M(\mathrm{Fe}) = 55,85\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}},\qquad M(\mathrm{O}) = 16,00\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.
Portanto: M(\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}) = 2\cdot 55,85 + 3\cdot 16,00 = 111,70 + 48,00 = 159,70\\ \mathrm{g\cdot mol^{-1}}.

Passo 4

Calcular a fração mássica de ferro em \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}.
Fórmula: \text{fração de Fe} = \frac{2\,M(\mathrm{Fe})}{M(\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3})}.çã
Substituindo os números: \text{fração de Fe} = \frac{2\cdot 55,85}{159,70} = \frac{111,70}{159,70}\approx 0,6994.çã
Interpretação: cada grama de \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} contém cerca de 0,6994\\ \mathrm{g} de ferro.

Passo 5

Calcular a massa de ferro presente na amostra, a partir da massa de \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} obtida.
Fórmula: m(\mathrm{Fe}) = \text{fração de Fe}\times m(\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}).çã
Substituindo: m(\mathrm{Fe}) = 0,6994 \times 0,248\\ \mathrm{g} \approx 0,1739\\ \mathrm{g}.
Explicação: isso significa que dos 0,248\\ \mathrm{g} de óxido obtidos, cerca de 0,1739\\ \mathrm{g} é ferro puro.

Passo 6

Calcular o teor percentual de ferro na amostra original.
Fórmula: \%\,\mathrm{Fe} = \frac{m(\mathrm{Fe})}{m(\text{amostra})}\times 100\%.
Substituindo: \%\,\mathrm{Fe} = \frac{0,1739}{0,485}\times 100\% \approx 35,8\%.
Comentário final e incentivo: pronto — chegamos ao resultado seguindo passo a passo e usando apenas relações de massas molares e proporções. Você consegue fazer isso na prova: calcule a massa molar do óxido, determine a fração de metal no composto e transforme a massa de óxido em massa de metal para achar a porcentagem. Vai dar certo, respira e repete esse processo com calma.

Resposta

35,8%

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