Uma amostra de sal de Mohr, Fe(SO4)2(NH4)2 cdot 6 H2 O é ensaiada como padrão primário de ferro: 1,50 g de amostra, após calcinação, fornece um resíduo de Fe2 O3 que pesa 0,3016 g. Calcular a % de pureza da amostra e a % Fe.
R: 98,8%; 14,1%

Passo 1

Beleza, manda ver no enunciado: temos uma amostra de “sal de Mohr” cuja fórmula é
l(NH4r)2Fel(SO4r)2cdot6H2O
Pesamos 1,50 g dessa amostra, calcinação total virou Fe₂O₃ de massa 0,3016 g.
Conteúdo: este é um problema de estequiometria simples, envolvendo cálculos de molaridade, mols e percentuais. A gente vai precisar:
  • Molar mass do Fe₂O₃ e do sal de Mohr,
  • Relação estequiométrica (cada mol de Fe₂O₃ tem 2 mol de Fe),
  • Cálculo de pureza e %Fe.

Passo 2

Primeiro, calcula a molar mass do Fe₂O₃ e do sal de Mohr:
  • M(Fe₂O₃) = 2·55,85 + 3·16,00 = 159,69 g/mol
  • M(sal de Mohr) =
    Fe: 55,85
    • 2·SO₄: 2·96,06 = 192,12
    • 2·NH₄: 2·(14,01+4·1,008) = 36,06
    • 6·H₂O: 6·18,02 = 108,12
      Total ≈ 392,14 g/mol

Passo 3

Calcula quantos mols de Fe₂O₃ a gente tem:
n(Fe2O3) = 0,3016 g159,69 g/mol approx 0,001889 mol

Passo 4

Cada mol de Fe₂O₃ traz 2 mol de Fe (porque Fe₂O₃ → 2 Fe³⁺ + 3 O²⁻).
n(Fe) = 2 times 0,001889 = 0,003778 mol
Logo a massa de Fe formada é
m(Fe) = 0,003778 mol times 55,85 g/mol approx 0,2109 g

Passo 5

Sabendo que cada mol de sal de Mohr tem 1 mol de Fe, a quantidade de sal “puro” que existia é
mrm puro = n(Fe) times M(sal de Mohr) = 0,003778 moltimes 392,14 g/mol approx 1,4818 g

Passo 6

Agora a pureza da amostra é a fração massa de sal puro sobre a massa total:
% pureza = 1,48181,50times100 approx 98,8%
E o %\ Fe na amostra (que é massa de Fe sobre massa da amostra):
% Fe = 0,21091,50times100 approx 14,1%

Resposta

Pureza = 98,8 %
%Fe = 14,1 %

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