Uma amostra aquosa contendo Fe2* é tratada com 1,10-fenantrolina para formar um complexo colorido para detecção. A solução tratada dá uma absorbânc...

Para calcular a concentração de Fe na amostra desconhecida original, podemos utilizar a Lei de Beer-Lambert, que relaciona a absorbância de uma solução com a concentração e o comprimento de trajeto da luz na cubeta: A = εbc Onde: A = absorbância ε = coeficiente de extinção molar b = comprimento da cubeta (em cm) c = concentração molar Podemos isolar a concentração molar (c) e obter a seguinte equação: c = A / (εb) Para o complexo formado entre Fe2+ e 1,10-fenantrolina, o coeficiente de extinção molar (ε) é de 1,12 x 10^4 L.mol^-1.cm^-1. No exemplo dado, a absorbância da amostra desconhecida tratada com 1,10-fenantrolina é de 0,367 e o comprimento da cubeta é de 1,00 cm. Portanto, podemos calcular a concentração molar de Fe2+ na amostra desconhecida original: c = 0,367 / (1,12 x 10^4 x 1,00) c = 3,27 x 10^-5 mol/L Em seguida, adicionamos 5,00 mL de uma solução de Fe2+ de 0,0200 mol/L a 10,00 mL da amostra desconhecida tratada com 1,10-fenantrolina e medimos a absorbância da solução resultante, que foi de 0,538. Podemos utilizar a mesma equação para calcular a concentração molar de Fe2+ na solução resultante: c = 0,538 / (1,12 x 10^4 x 1,00) c = 4,80 x 10^-5 mol/L Como adicionamos 5,00 mL de uma solução de Fe2+ de 0,0200 mol/L a 10,00 mL da amostra desconhecida original, a concentração final de Fe2+ na solução resultante é dada por: c_final = (5,00 mL x 0,0200 mol/L) / (5,00 mL + 10,00 mL) c_final = 0,00667 mol/L Podemos utilizar a relação estequiométrica entre Fe2+ e Fe para calcular a concentração de Fe na amostra desconhecida original: Fe2+ + 2e- → Fe 1 mol de Fe2+ produz 1 mol de Fe. Portanto, a concentração de Fe na amostra desconhecida original é de: c_Fe = c_final / 2 c_Fe = 0,00333 mol/L Portanto, a concentração de Fe na amostra desconhecida original é de 0,00333 mol/L.