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

Para calcular as concentrações molares dos íons cobre (I) e ferro (II) na amostra, podemos utilizar as equações de Beer-Lambert, que relacionam a absorbância (A), a absortividade molar (ε), o comprimento de onda (λ) e a concentração molar (c) da espécie em questão: A = ε * c * l Onde: A = absorbância ε = absortividade molar c = concentração molar l = caminho óptico da cubeta (1,0 cm) Podemos utilizar as absorbâncias medidas em 371 nm e 511 nm para determinar as concentrações molares de cobre e ferro, respectivamente. Para isso, precisamos calcular as absortividades molares dos complexos de cobre e ferro com 1,10-fenantrolina nos comprimentos de onda correspondentes. Para o complexo de cobre, temos: A = ε * c * l 0,533 = ε_cobre * c_cobre * 1,0 ε_cobre = 0,533 / c_cobre Para o complexo de ferro, temos: A = ε * c * l 0,590 = ε_ferro * c_ferro * 1,0 ε_ferro = 0,590 / c_ferro Podemos utilizar as informações sobre as soluções adicionadas para determinar as concentrações molares de cobre e ferro na amostra. Temos 1,00 mL de solução de ácido ascórbico, que não interfere na determinação dos íons em questão. Temos também 4,00 mL de solução de 1,10-fenantrolina, que contém 0,002 mol/L da substância. Além disso, temos 5,00 mL de solução tampão pH 4,50, que contém 0,1 mol/L de ácido acético e 0,1 mol/L de acetato de sódio. Para determinar as concentrações molares de cobre e ferro, podemos utilizar as seguintes equações: c_cobre = (A_cobre / ε_cobre) / l c_ferro = (A_ferro / ε_ferro) / l Substituindo os valores, temos: c_cobre = (0,533 / 0,0016) / 1,0 = 333,1 x 10^-6 mol/L c_ferro = (0,590 / 0,0029) / 1,0 = 203,4 x 10^-6 mol/L Portanto, as concentrações molares dos íons cobre (I) e ferro (II) na amostra são, respectivamente, 333,1 x 10^-6 mol/L e 203,4 x 10^-6 mol/L.