Escrito por: Pedro Alonso

 

Iniciante

a) Misturas Homogêneas: Suco de Uva e Azeite

Colóides:

b)  Suco de uva é uma solução feita à base de água, portanto é polar, enquanto o azeite é um óleo, de caráter apolar. Assim, ao juntar o suco de uva e o azeite, os líquidos não se misturariam e, portanto, seria formada uma mistura heterogênea.

c) O que ocorreu foi o chamado Efeito Tyndall. O suco de maracujá é uma solução normal, enquanto a gelatina é um colóide. Assim, as partículas no suco são pequenas, de modo que a luz atravessa a solução sem ser desviada por elas. Já no colóide, as partículas suspensas são maiores, de modo que a luz é refletida por elas, espalhando-se em várias direções e fazendo o feixe de luz ser visível ao longo do colóide.

 

Intermediário

a) Sulfetos e Metais de transição como Ferro são muito pouco solúveis em água, logo seria de se esperar que o sólido não se dissolvesse em água normalmente. Porém, a formação de complexos como $$Fe(CN)_6^{4-}$$ e $$Fe(CN)_6^{3-}$$ é extremamente favorável e os complexos, em si, são solúveis na água. Assim, foi necessária a adição de $$HCN$$ para que o sólido fosse dissolvido completamente e fosse possível analisá-lo no espectrofotômetro.

b)

Para o $$Fe(CN)_6^{4-}$$: $$EECC = \frac{-12}{5} \Delta{}_0 + 2P$$

Para o $$Fe(CN)_6^{3-}$$: $$EECC = -2 \Delta{}_o + 2P$$

c) Inicialmente, calcularemos a concentração de $$Fe(CN)_{6 (aq)}^{4-}$$ na solução original. Sabemos que $$A = 0,409$$, $$\epsilon = 1023 \frac{L}{mol \cdot cm}$$ e $$b = 1cm$$. Pela lei de Beer-Lambert:

$$ A = \epsilon b c$$
$$ c = \frac{0,409}{1023 \frac{L}{mol \cdot cm} 1 cm} = 4 \cdot 10^{-4} \frac{mol}{L}$$

Como a solução no espectrofotômetro sofreu uma diluição de $$1:100$$, a concentração na solução original era 100 vezes maior, ou seja: $$[Fe(CN)_6^{4-}] = 4 \cdot 10^{-2} \frac{mol}{L}$$.

Como a fomação de complexos é uma reação extremamente deslocada para os produtos, o $$HCN$$ estava em excesso e toda a amostra foi dissolvida; podemos assumir que praticamente todo o $$Fe^{2+}$$ da amostra estava na forma do complexo. Assim, o número de mols de $$Fe^{2+}$$ na amostra sólida é o mesmo que o do complexo na solução. Assim:

$$n_{Fe^{2+}} = 4 \cdot 10^{-2} \frac{mol}{L} \cdot 1L = 4 \cdot 10^{-2} mol $$.

Para descobrir a formula iônica do sólido, precisamos agora descobrir o número de mols de $$Fe^{3+}$$ e de $$S^{2-}$$ do sólido. Sabendo que a massa do sólido era $$5,18 g$$ e que a massa molar do Ferro é $$56 \frac{g}{mol}$$ e a do Enxofre $$32 \frac{g}{mol}$$, podemos afirmar que:

$$ 56 n_{Fe^{2+}} + 56 n_{Fe^{3+}} + 32 n_{S^{2-}} = 5,18$$

Por equilíbrio de cargas, podemos afirmar também que:

$$ 2 n_{Fe^{2+}} + 3 n_{Fe^{3+}} = 2 n_{S^{2-}}$$

Resolvendo, então, esse sistema de equações, chegamos em:

$$n_{Fe^{3+}} = 1,6 \cdot 10^{-2} mol$ e $n_{S^{2-}} = 6,4 \cdot 10^{-2} mol$$

Dessa forma, a proporção total de Enxofre para Ferro é de $$0,875$$ logo formula empírica seria $$FeS_{0,875}$$. Reescrevendo com os menores coeficientes inteiros, chegamos em:

$$Fe_7S_8$$