Físico-Química

EricaAS · Mensagem não lida por **EricaAS** » 15 Out 2015, 16:32

A oxidação de íons de ferro (II), por peróxido de hidrogênio,

H2O2 + 2 Fe --> + 2H --> 2 H2O + 2 Fe

foi estudada, a 25º C, com as seguintes concentrações iniciais:

peróxido de hidrogênio ....... 1,00 ×10−5 mol/L
íons de ferro (II) .................. 1,00 ×10−5 mol/L
ácido clorídrico .................... 1,00 mol/L.

A tabela seguinte traz as concentrações de íons de ferro (III), em função do tempo de reação.

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Complete a linha do H2O2

Resposta

Gabarito: 1..0,77..0,665..0,605..0,57..0,545

Obrigada desde já!

Inicialmente, creio que a reação a que você se refere é;
[tex3]H_2O_2+2Fe^{2+} +2H^+\rightarrow 2Fe^{3+}+2 H_2O[/tex3]

No tempo t = 0 há [tex3]1,00 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]1,00 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

No tempo t = 10 min, temos a formação de [tex3]0,46 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{3+}[/tex3] .
Pela estequiometria da reação, conclui-se que foram consumidos:
[tex3]0,23 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]0,46 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .
Portanto, sobrou em solução: [tex3]1,00 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,23 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0.77 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] .
E sobrou em solução [tex3]1,00 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,46 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0.54 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

No tempo t = 20 min, temos em solução [tex3]0,67 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{3+}[/tex3] . Como já havia sido formado [tex3]0,46 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] anteriormente, nesse intervalo de tempo, formou-se, portanto, [tex3]0,67 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,46 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,21 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{3+}[/tex3] .
Pela estequiometria da reação, conclui-se que foram consumidos:
[tex3]0,105 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]0,21 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,77 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,105 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,665 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,54 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,21 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,33 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

No tempo t = 30 min, temos em solução [tex3]0,79 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{3+}[/tex3] . Como já havia sido formado [tex3]0,67 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] anteriormente, nesse intervalo de tempo, formou-se, portanto, [tex3]0,79 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,67 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,12 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{3+}[/tex3] .
Pela estequiometria da reação, conclui-se que foram consumidos:
[tex3]0,06 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]0,12 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,665 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,06 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,605 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,33 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,12 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,21 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

No tempo t = 40 min, temos em solução [tex3]0,86 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{3+}[/tex3] . Como já havia sido formado [tex3]0,79 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] anteriormente, nesse intervalo de tempo, formou-se, portanto, [tex3]0,86 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,79 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,07 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{3+}[/tex3] .
Pela estequiometria da reação, conclui-se que foram consumidos:
[tex3]0,035 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]0,07 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,605 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,035 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,57 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,21 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,07 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,14 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

No tempo t = 50 min, temos em solução [tex3]0,91 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]Fe^{3+}[/tex3] . Como já havia sido formado [tex3]0,86 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] anteriormente, nesse intervalo de tempo, formou-se, portanto, [tex3]0,91 \times 10^{-5} \ mol/\ell - 0,86 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,07 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{3+}[/tex3] .
Pela estequiometria da reação, conclui-se que foram consumidos:
[tex3]0,025 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] e [tex3]0,05 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,57 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,025 \times 10^{-5} \ mol/\ell = 0,545 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de [tex3]H_2O_2[/tex3] .
E sobrou em solução: [tex3]0,14 \times 10^{-5} \ mol/\ell-0,05 \times 10^{-5} \ mol/\ell=0,09 \times 10^{-5} \ mol/\ell[/tex3] de íons [tex3]Fe^{2+}[/tex3] .

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