Em de sulfato ferroso amoniacal hexahidratado ( ), quantos mols de ferro estão presentes? Em de uma solução de sulfato ferroso a , quantos mg de ín ferro podem ser encontrados? E quantos mols de íon sulfato estão presentes?

Passo 1

Beleza, vamos lá! Temos um exercício envolvendo química, especificamente sobre quantidades de substâncias em reações. Precisamos calcular:
  1. Quantos mols de ferro estão presentes em 5,4 g de sulfato ferroso amoniacal hexahidratado (FeSO₄(NH₄)₂SO₄·6H₂O).
  2. Em 5,00 mL de uma solução de sulfato ferroso (FeSO₄) a 3% (massa/volume), quantos miligramas de íon ferro estão presentes?
  3. Quantos mols de íon sulfato estão nessa mesma solução?
Para resolver isso, vamos precisar usar conceitos de molaridade, massa molar e conversão entre massa e mols.

Passo 2

Primeiro, vamos descobrir quantos mols de ferro temos nos 5,4 g de sulfato ferroso amoniacal hexahidratado (FeSO₄(NH₄)₂SO₄·6H₂O).
Para isso, precisamos:
  1. Calcular a massa molar da fórmula química.
  2. Determinar quantos mols de composto temos nos 5,4 g.
  3. Ver quantos mols de ferro há por mol de composto.
Passo 2.1: Massa molar do composto
A fórmula é FeSO₄(NH₄)₂SO₄·6H₂O. Vamos calcular a massa molar somando as massas atômicas de cada elemento:
  • Fe: 55,85 g/mol
  • S: 32,07 g/mol
  • O: 16,00 g/mol
  • N: 14,01 g/mol
  • H: 1,01 g/mol
Calculando:
Fe: 55,85
S: 32,07 × 2 = 64,14
O: 16,00 × (4 + 4 + 6×1) = 16,00 × 14 = 224,00
N: 14,01 × 2 = 28,02
H: 1,01 × (8 + 12) = 1,01 × 20 = 20,20
Total: 55,85 + 64,14 + 224,00 + 28,02 + 20,20 = 392,21 g/mol
Passo 2.2: Mols do composto
Mols = massa / massa molar = 5,4 g / 392,21 g/mol ≈ 0,01377 mol
Passo 2.3: Mols de ferro
Cada mol de composto contém 1 mol de Fe, então:
Mols de Fe = 0,01377 mol

Passo 3

Agora, vamos calcular quantos miligramas de íon ferro estão presentes em 5,00 mL de uma solução de FeSO₄ a 3% (m/v).
Passo 3.1: Entendendo % (m/v)
3% (m/v) significa 3 gramas de FeSO₄ em 100 mL de solução.
Passo 3.2: Quantidade de FeSO₄ em 5,00 mL
Usamos uma regra de três simples:
3 g → 100 mL
x g → 5,00 mL
x = (3 g × 5,00 mL) / 100 mL = 0,15 g de FeSO₄
Passo 3.3: Massa de ferro em 0,15 g de FeSO₄
A massa molar do FeSO₄:
Fe: 55,85 g/mol
S: 32,07 g/mol
O: 16,00 g/mol × 4 = 64,00 g/mol
Total: 55,85 + 32,07 + 64,00 = 151,92 g/mol
Mols de FeSO₄ = 0,15 g / 151,92 g/mol ≈ 0,000987 mol
Como cada mol de FeSO₄ tem 1 mol de Fe, temos 0,000987 mol de Fe.
Massa de Fe = mols × massa molar = 0,000987 mol × 55,85 g/mol ≈ 0,0552 g = 55,2 mg

Passo 4

Por fim, vamos determinar quantos mols de íon sulfato estão presentes na mesma solução de 5,00 mL de FeSO₄ a 3%.
Passo 4.1: Mols de FeSO₄ já calculados
Já sabemos que temos aproximadamente 0,000987 mol de FeSO₄.
Passo 4.2: Mols de íon sulfato
Cada mol de FeSO₄ libera 1 mol de íon sulfato (SO₄²⁻) na solução.
Portanto, temos 0,000987 mol de íon sulfato.

Resposta

  1. Em 5,4 g de sulfato ferroso amoniacal hexahidratado, há aproximadamente 0,0138 mol de ferro.
  2. Em 5,00 mL de uma solução de FeSO₄ a 3% (m/v), existem cerca de 55,2 mg de íon ferro.
  3. Nessa mesma solução, há aproximadamente 0,000987 mol de íon sulfato.

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