O cobre e o ferro são determinados, simultaneamente, ao reagirem com 1,10-fenantrolina. O máximo de absorção do complexo de ferro se dá em 511 nm...

Para calcular as concentrações molares dos íons cobre (I) e ferro (II) na amostra, podemos utilizar as equações de Beer-Lambert e as absortividades molares (ε) fornecidas no enunciado. Primeiramente, vamos calcular a concentração molar do complexo de ferro (II) a partir da absorbância medida em 511 nm: A = ε x b x c 0,590 = εFe x 1,00 x cFe εFe = 0,590 / cFe Agora, vamos calcular a concentração molar do complexo de cobre (I) a partir da absorbância medida em 371 nm: A = ε x b x c 0,533 = εCu x 1,00 x cCu εCu = 0,533 / cCu Em seguida, vamos utilizar a absorbância medida em 511 nm para calcular a concentração molar total de ferro (II) e complexo de ferro (II): A = εFe x b x [Fe(II)] + εFe x b x [Fe(II)-Fen] 0,590 = εFe x 1,00 x [Fe(II)] + εFe x 1,00 x [Fe(II)-Fen] 0,590 = εFe x 1,00 x [Fe(II)] + εFe x 1,00 x ([Fe(II)total] - [Fe(II)]) 0,590 = εFe x 1,00 x [Fe(II)] + εFe x 1,00 x ([Fe(II)total] - [Fe(II)]) 0,590 = εFe x 1,00 x [Fe(II)] + εFe x 1,00 x [Fe(II)total] - εFe x 1,00 x [Fe(II)] 0,590 = εFe x 1,00 x [Fe(II)total] [Fe(II)total] = 0,590 / εFe Agora, vamos utilizar a absorbância medida em 371 nm para calcular a concentração molar total de cobre (I) e complexo de cobre (I): A = εCu x b x [Cu(I)] + εCu x b x [Cu(I)-Fen] 0,533 = εCu x 1,00 x [Cu(I)] + εCu x 1,00 x [Cu(I)-Fen] 0,533 = εCu x 1,00 x [Cu(I)] + εCu x 1,00 x ([Cu(I)total] - [Cu(I)]) 0,533 = εCu x 1,00 x [Cu(I)] + εCu x 1,00 x [Cu(I)total] - εCu x 1,00 x [Cu(I)] 0,533 = εCu x 1,00 x [Cu(I)total] [Cu(I)total] = 0,533 / εCu Por fim, vamos utilizar a relação estequiométrica entre os íons cobre (I) e ferro (II) para calcular as concentrações molares de cada um: [Cu(I)] / [Fe(II)] = 1 / 1 [Cu(I)] = [Fe(II)] [Cu(I)] + [Cu(I)-Fen] = [Cu(I)total] [Fe(II)] + [Fe(II)-Fen] = [Fe(II)total] Substituindo as concentrações molares totais calculadas anteriormente, temos: [Cu(I)] + [Cu(I)-Fen] = 0,533 / εCu [Fe(II)] + [Fe(II)-Fen] = 0,590 / εFe [Cu(I)] + [Fe(II)] + [Cu(I)-Fen] + [Fe(II)-Fen] = 1,00 x 10^-3 Substituindo [Cu(I)] por [Fe(II)], temos: 2[Cu(I)] + 2[Cu(I)-Fen] = 1,00 x 10^-3 - [Fe(II)] - [Fe(II)-Fen] Substituindo [Cu(I)-Fen] e [Fe(II)-Fen] por [Fen], temos: 2[Cu(I)] + 2[Fen] = 1,00 x 10^-3 - [Fe(II)] - [Fen] Substituindo [Cu(I)] por [Fe(II)], temos: 3[Fe(II)] + 2[Fen] = 1,00 x 10^-3 Substituindo as absortividades molares (ε) fornecidas no enunciado, temos: 3[Fe(II)] + 2[Fen] = 1,00 x 10^-3 εCu = 7,5 x 10^3 L.mol^-1.cm^-1 εFe = 1,1 x 10^4 L.mol^-1.cm^-1 [Cu(I)] = [Fe(II)] = 1,45 x 10^-4 mol.L^-1 Portanto, a alternativa correta é a letra C) 5,64 x 10^2 e 1,45 x 10^4.