Uma solução de \mathrm{I}_{2} 0,0200 \mathrm{~mol}^{-1} foi colocada em uma bureta de 50,00 \mathrm{~mL} e utilizada para titular uma amostra de vitamina C. Para isso, 1 pastilha de 1,0000 g de vitamina C foi dissolvida e usada no preparo de 250,00 \mathrm{~mL} de solução. Posteriormente, 25,00 \mathrm{~mL} da solução de vitamina C foram adicionados a um erlenmeyer de 250,0 \mathrm{~mL}, contendo 10 mL de solução de \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} 20 \%(\mathrm{v} / \mathrm{v}) e 1,0 \mathrm{~mL} de solução de amido 1 \% (m/v). Em seguida procedeu-se a titulação da amostra até observar o aparecimento de uma coloração azul intenso. A reação da vitamina \mathrm{C}^{\text {com o }} \mathrm{I}_{2} é a que segue:
\mathrm{C}_{8} \mathrm{H}_{8} \mathrm{O}_{6}(\mathrm{aq})+\mathrm{I}_{2}(\mathrm{aq}) \rightleftharpoons \mathrm{C}_{6} \mathrm{H}_{6} \mathrm{O}_{6}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{I}^{-}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})
Qual a \% \mathrm{~m} / \mathrm{m} de vitamina C na pastilha analisada \left(\mathrm{M}_{\mathrm{C} 8 \mathrm{H} 8 \mathrm{O} 6}=176,12 \mathrm{~g} / \mathrm{mol}\right), sabendo que foram gastos 28,10 \mathrm{~mL} da solução de iodo?

Passo 1

O enunciado diz que temos uma solução de iodo de concentração \,0,0200~\mathrm{mol\,L}^{-1} em bureta de 50,00~\mathrm{mL} e que essa solução é usada para titular uma amostra de vitamina C. Uma pastilha de 1,0000~\mathrm{g} de vitamina C foi dissolvida em 250,00~\mathrm{mL} de água e, dessa, tomou-se uma alíquota de 25,00~\mathrm{mL} para titulação, gastando-se 28,10~\mathrm{mL} da solução de iodo até o ponto de viragem (cor azul intenso). A reação estequiométrica é
\mathrm{C}_{8}\mathrm{H}_{8}\mathrm{O}_{6}+ \mathrm{I}_{2}\longrightarrow \mathrm{C}_{6}\mathrm{H}_{6}\mathrm{O}_{6}+2\,\mathrm{I}^{-}+2\,\mathrm{H}^{+}
ou seja, 1 mol de vitamina C consome 1 mol de \mathrm{I}_{2}. Para resolver, vamos:
  1. calcular os mols de \mathrm{I}_{2} gastos;
  2. igualar ao número de mols de vitamina C na alíquota;
  3. escalar para os 250,00~\mathrm{mL} totais;
  4. converter mols em massa;
  5. obter o percentual m/m na pastilha.

Passo 2

Calcular os mols de \mathrm{I}_{2} consumidos na titulação:
n(\mathrm{I}_{2}) = C \times V
n(\mathrm{I}_{2}) = 0,0200~\mathrm{mol\,L}^{-1} \times 0,02810~\mathrm{L} = 0,0005620~\mathrm{mol}

Passo 3

Pela reação, n(\mathrm{VitC}) na alíquota de 25,00~\mathrm{mL} é igual a n(\mathrm{I}_{2}), logo
n_{\text{aliquota}}(\mathrm{VitC}) = 0,0005620~\mathrm{mol}.

Passo 4

Essa alíquota é 25,00~\mathrm{mL} de um total de 250,00~\mathrm{mL}. Logo, o número de mols de Vitamina C na bancada (na pastilha inteira) é
n_{\text{total}}(\mathrm{VitC}) = n_{\text{aliquota}}(\mathrm{VitC}) \times \frac{250,00}{25,00} = 0,0005620~\mathrm{mol} \times 10 =0,005620~\mathrm{mol}.

Passo 5

Converter para massa usando M_{\mathrm{C}_{8}\mathrm{H}_{8}\mathrm{O}_{6}}=176,12~\mathrm{g\,mol}^{-1}:
m(\mathrm{VitC}) = n_{\text{total}}(\mathrm{VitC}) \times M =0,005620~\mathrm{mol}\times176,12~\mathrm{g\,mol}^{-1} =0,9900~\mathrm{g}.

Passo 6

Calcular o percentual m/m de Vitamina C na pastilha de 1,0000~\mathrm{g}:
\%\,(m/m) = \frac{0,9900~\mathrm{g}}{1,0000~\mathrm{g}}\times100\% =99,00\%.

Resposta

A pastilha contém 99,00 % m/m de vitamina C.

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