Fe (III) pode ser determinado espectrofotometricamente por reação com SCN- , para produzir um complexo vermelho, [Fe(SCN) 6] 3-, que absorve fortemente em 480 nm. Um litro de solução padrão
estoque de Fe(III) foi preparado a partir de 0,8640 g de sulfato férrico amoniacal, FeNH4(SO4)2.12H2O. Três soluções padrões foram preparadas por diluição da solução estoque de Fe(III), transferindo-se alíquotas de 2,5, 3,5 e 4,5 mL de tal solução para balões volumétricos de 100 mL e
completando-se o volume de cada um, com água destilada. Uma amostra sólida foi transferida para um balão volumétrico de 100 mL e dissolvida com água destilada, preparando-se 100 mL de uma solução da amostra. Considerando os valores de absorbância (A) a seguir e b=1 cm:
Solução A CFe <br> mol L^-1
Padrão 1 0,342 4,480 times 10^-5
Padrão 2 0,479 6,272 times 10^-5
Padrão 3 0,616 8,064 times 10^-5
Amostra 0,463 ?
Calcule quantos miligramas de Fe (III) estão presentes na amostra.
Dados: Fe=55,84 ; N=14 ; S=32 ; H=1 ; O=16 ; C=12

Passo 1

Beleza, olha só o que está rolando: a gente tem um método espectrofotométrico pra determinar Fe³⁺ formando o complexo vermelho [Fe(SCN)₆]³⁻, que absorve em 480 nm. A ideia é usar a Lei de Beer–Lambert, que diz
A = varepsilon , b , c
onde A é a absorbância, ε o coeficiente de extinção molar, b a “largura” da cubeta (aqui 1 cm) e c a concentração da solução.
O que vamos precisar:
1) Montar uma curva de calibração (gráfico A versus c) usando os três padrões.
2) Achar a equação da reta .
3) Usar essa reta pra descobrir a concentração da amostra a partir da absorbância dela.
4) Converter concentração em quantidade de Fe³⁺ (moles → massa em mg).

Passo 2

Calibração – reta m = ΔAΔc = 0,1371,792times10^-5 approx 7,645times10^3;L/mol
Como os três pontos estão muito lineares e parecem passar pela origem, vamos calcular o coeficiente angular A = 7,645times10^3;c (com c em mol/L) (slope) assumindo . Por exemplo, entre Padrão 1 e Padrão 2:
  • ΔA = 0,479 − 0,342 = 0,137
  • Δc = 6,272×10⁻⁵ − 4,480×10⁻⁵ = 1,792×10⁻⁵ mol/L
    Então

Logo, nossa equação de calibração fica bem aproximada de

Passo 3

Concentração da amostra
A amostra deu A = 0,463. Despejando na reta:
0,463 = 7,645times10^3;crm amostra
crm amostra = 0,4637,645times10^3 approx 6,06times10^-5;mol/L

Passo 4

Quantidade de Fe³⁺ na amostra
Você preparou 100 mL (0,100 L) dessa solução da amostra. O número de mols de Fe³⁺ dissolvidos é
n = c times V = 6,06times10^-5;mol/L;times 0,100;L = 6,06times10^-6;mol
Agora, massa de Fe:
- Massa molar do Fe = 55,84 g/mol
m = n times M = 6,06times10^-6;moltimes55,84;g/mol approx 3,39times10^-4;g
Convertendo pra miligramas:
3,39times10^-4;g = 0,339;mg

Resposta

Amostra contém aproximadamente 0,339 mg de Fe(III).

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