Questão 28 (Exercício resolvido em vídeo). Uma amostra de minério de ferro é dissolvida em meio ácido e o ferro é convertido a Fe^2+. A amostra é titulada com 47,20 mL de solução aquosa 0,02240 mol L^-1 de MnO4^-. A reação de oxirredução que ocorre durante a titulação gera íons Fe^3+ e Mn^2+ em solução.
a) Escreva a equação química que representa a reação ocorrida no processo de titulação.
b) Qual foi a quantidade de matéria de MnO4^-adicionada à amostra?
c) Qual é a quantidade de matéria de Fe^2+ existente na amostra?
d) Qual a massa (em gramas) de ferro presente na amostra?
e) Se a amostra tinha uma massa de 0,8890 g, qual é a quantidade percentual de ferro na amostra?

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que temos uma amostra de minério de ferro em que todo o ferro foi convertido em Fe²⁺, e a gente faz uma titulação redox usando permanganato (MnO₄⁻) em meio ácido. No final, formam-se Fe³⁺ e Mn²⁺.
Conteúdo: reação de oxirredução e cálculo estequiométrico (mol, massa e %).
O que vamos precisar:
  • Escrever e balancear a reação redox (meia‐reações e elétrons).
  • Calcular mol de MnO₄⁻ (C·V).
  • Usar a proporção da reação (mol de Fe²⁺ por mol de MnO₄⁻).
  • Converter mol de Fe em gramas.
  • Calcular % de ferro na amostra.

Passo 2

Escrevendo a equação redox:
  1. Identificações de oxidação:
     Fe²⁺ → Fe³⁺ (perde 1 e⁻)
  2. Identificações de redução em meio ácido:
     MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O
  3. Igualamos o número de elétrons: a meia‐reação do ferro perde 1 e⁻, a do permanganato ganha 5 e⁻. Então multiplicamos a oxidação por 5:
     5 Fe²⁺ → 5 Fe³⁺ + 5 e⁻
  4. Soma das duas meias-reações:
     MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺

Passo 3

Agora, quantos mols de MnO₄⁻ foram gastos?
Usamos n = C·V, lembrando de converter volume em litros:
C = 0,02240 mol·L⁻¹
V = 47,20 mL = 0,04720 L
n(MnO₄⁻) = 0,02240 · 0,04720 = 0,0010573 mol

Passo 4

Pela reação, 1 mol de MnO₄⁻ consome 5 mol de Fe²⁺.
Logo: n(Fe²⁺) = 5 · n(MnO₄⁻) = 5 · 0,0010573 = 0,0052865 mol

Passo 5

Transformando mol de Fe²⁺ em massa de Fe metálico:
M(Fe) = 55,85 g·mol⁻¹
m(Fe) = n · M = 0,0052865 · 55,85 = 0,2953 g

Passo 6

Porcentagem de Fe na amostra de 0,8890 g:
%Fe = [m(Fe) / m(amostra)]·100
%Fe = (0,2953 / 0,8890)·100 = 33,24 %

Resposta

a) MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺
b) 0,0010573 mol de MnO₄⁻
c) 0,0052865 mol de Fe²⁺
d) 0,2953 g de Fe
e) 33,24 % de Fe na amostra

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