Questão 28 (Exercício resolvido em vídeo). Uma amostra de minério de ferro é dissolvida em meio ácido e o ferro é convertido a
. A amostra é titulada com
de solução aquosa
de
. A reação de oxirredução que ocorre durante a titulação gera íons
e
em solução.
a) Escreva a equação química que representa a reação ocorrida no processo de titulação.
b) Qual foi a quantidade de matéria de
adicionada à amostra?
c) Qual é a quantidade de matéria de
existente na amostra?
d) Qual a massa (em gramas) de ferro presente na amostra?
e) Se a amostra tinha uma massa de
, qual é a quantidade percentual de ferro na amostra?
a) Escreva a equação química que representa a reação ocorrida no processo de titulação.
b) Qual foi a quantidade de matéria de
c) Qual é a quantidade de matéria de
d) Qual a massa (em gramas) de ferro presente na amostra?
e) Se a amostra tinha uma massa de
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:
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:
- Identificações de oxidação:
Fe²⁺ → Fe³⁺ (perde 1 e⁻) - Identificações de redução em meio ácido:
MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O - 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⁻ - 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
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
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
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 %
%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
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