O peróxido de hidrogênio de uma amostra de 10,0 \mathrm{~mL} de um anti-séptico foi titulada com solução de \mathrm{Ce}^{4+} 0,1036 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} em \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} 1 \mathrm{~mol} / \mathrm{L}, consumindo 37,06 \mathrm{~mL} para atingir o ponto final. Calcule a porcentagem de \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2} na amostra.
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}+\mathrm{Ce}^{3+}+\mathrm{H}^{+} \rightarrow \mathrm{Ce}^{4+}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

O enunciado dá uma amostra de 10,0,mL de anti-séptico contendo peróxido de hidrogênio, titulada com solução de \ce{Ce^{4+}} de concentração 0,1036,mol/L em meio ácido, consumindo 37,06,mL até o ponto final.
Conteúdo: volumetria redox. Vamos precisar da reação balanceada, das relações estequiométricas e do cálculo de concentração e porcentagem.

Passo 2

Balanceamos a reação redox entre \ce{Ce^{4+}} e \ce{H2O2} em meio ácido. O peróxido reduz \ce{Ce^{4+}} a \ce{Ce^{3+}}, liberando \ce{O2}:
2\,\ce{Ce^{4+}} \;+\;\ce{H2O2}\;\longrightarrow\;2\,\ce{Ce^{3+}}\;+\;\ce{O2}\;+\;2\,\ce{H+}.
Dessa equação vemos que cada mol de \ce{H2O2} consome 2 mol de \ce{Ce^{4+}}.

Passo 3

Calculamos os mols de \ce{Ce^{4+}} gastos na titulação:
n(\ce{Ce^{4+}}) = C \times V = 0,1036\;\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{L}}\;\times\;0,03706\;\mathrm{L} = 3,841\times10^{-3}\;\mathrm{mol}.

Passo 4

Pela estequiometria da reação,
n(\ce{H2O2}) =\frac{1}{2}\;n(\ce{Ce^{4+}}) =\frac{1}{2}\times 3,841\times10^{-3} =1,9205\times10^{-3}\;\mathrm{mol}.

Passo 5

Transformamos em massa de \ce{H2O2}, sabendo M(\ce{H2O2})=34,02,g/mol:
m(\ce{H2O2}) = n(\ce{H2O2})\times M(\ce{H2O2}) =1,9205\times10^{-3}\times34,02 =0,06533\;\mathrm{g}.

Passo 6

Para achar a porcentagem em massa, assumimos densidade da amostra ≃ 1,00,g/mL, logo massa da amostra de 10,0,mL ≃ 10,0,g. Assim,
\%\ce{H2O2} =\frac{0,06533\;\mathrm{g}}{10,0\;\mathrm{g}}\times100\% =0,653\%.

Resposta

A amostra contém aproximadamente 0,65\% de \ce{H2O2} em massa.

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