Uma amostra de minério de ferro, pesando 750,0 \mathrm{mg}, foi dissolvida em ácido e tratada para oxidar lodo o ferro ao ion férrico. Após eliminar todo o excesso de agente oxidante, um excesso de KI foi adicionado. \mathrm{O} \mathrm{I}_{2} liberado requereu 18,50 \mathrm{~mL} de \mathrm{Na}_{2} \mathrm{~S}_{2} \mathrm{O}_{3} 0,07500 \mathrm{mols} / \mathrm{L} para títulação. Qual é a percentagem de ferro na amostra?
\begin{aligned} \mathrm{Fe}^{3+}+\mathrm{I}^{-} & \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+}+\mathrm{I}_{2} \\\ \mathrm{I}_{2}+\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{3}{ }^{2-} & \rightarrow \mathrm{I}^{-}+\mathrm{S}_{4} \mathrm{O}_{6}{ }^{2-} \end{aligned}

Passo 1

O enunciado nos dá uma amostra de minério de 750{,}0 mg, cujo ferro foi convertido quantitativamente em \mathrm{Fe}^{3+}. Esse \mathrm{Fe}^{3+} reage com \mathrm{I}^{-}$) para formar \(\mathrm{I}_{2}, que é titulado com \mathrm{S}_{2}\mathrm{O}_{3}^{2-}. Precisamos usar a estequiometria das reações redox, calcular mols a partir do volume e concentração do titulante e então determinar a massa e porcentagem de Fe na amostra.)

Passo 2

Escrevemos as reações e suas relações mol:
2\,\mathrm{Fe}^{3+} \;+\;2\,\mathrm{I}^{-}\;\longrightarrow\;2\,\mathrm{Fe}^{2+}\;+\;\mathrm{I}_{2}
\mathrm{I}_{2}\;+\;2\,\mathrm{S}_{2}\mathrm{O}_{3}^{2-}\;\longrightarrow\;2\,\mathrm{I}^{-}\;+\;\mathrm{S}_{4}\mathrm{O}_{6}^{2-}
Da segunda reação vemos que cada mol de \mathrm{I}_{2} consome 2 mol de \mathrm{S}_{2}\mathrm{O}_{3}^{2-}. Da primeira reação, 1 mol de \mathrm{I}_{2} corresponde a 2 mol de \mathrm{Fe}^{3+}.

Passo 3

Calculamos os mols de tiossulfato usados:
n(\mathrm{S}_{2}\mathrm{O}_{3}^{2-}) = V \times C = 0{,}01850\,\mathrm{L}\times0{,}07500\,\mathrm{mol/L} =0{,}0013875\,\mathrm{mol}.

Passo 4

Da reação de titulação,
n(\mathrm{I}_{2}) =\frac{n(\mathrm{S}_{2}\mathrm{O}_{3}^{2-})}{2} =\frac{0{,}0013875}{2} =0{,}00069375\,\mathrm{mol}.

Passo 5

Pela estequiometria da geração de \mathrm{I}_{2},
n(\mathrm{Fe}^{3+}) =2\times n(\mathrm{I}_{2}) =2\times0{,}00069375 =0{,}0013875\,\mathrm{mol}.

Passo 6

Convertendo para massa de ferro (massa molar \mathrm{Fe}=55{,}85\,\mathrm{g/mol}):
m(\mathrm{Fe}) =n(\mathrm{Fe})\times55{,}85 =0{,}0013875\times55{,}85 =0{,}07748\,\mathrm{g} =77{,}48\,\mathrm{mg}.

Passo 7

Por fim, a porcentagem de ferro na amostra de 750{,}0 mg (0{,}7500\,\mathrm{g}) é
\%\mathrm{Fe} =\frac{0{,}07748}{0{,}7500}\times100\% =10{,}33\%.

Resposta

A amostra contém 10,33% de ferro.

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