Wieviel Sauerstoff benötigt man, um 4 mg zweiwertiges Eisen zu oxidieren?

Um die Menge an Sauerstoff zu berechnen, die benötigt wird, um 4 mg zweiwertiges Eisen (Fe²⁺) zu oxidieren, kann die chemische Reaktion betrachtet werden:

\[ 4 \, \text{Fe}^{2+} + \text{O}_2 + 4 \, \text{H}^+ \rightarrow 4 \,text{Fe}^{3+} + 2 \, \text{H}_2\text{O} \]

Hier wird Eisen(II) zu Eisen(III) oxidiert. Die molare Masse von Eisen (Fe) beträgt etwa 55,85 g/mol.

1. Berechne die Anzahl der Mol Eisen in 4 mg:
\[ \text{Masse} = 4 \, \text{mg} = 0,004 \, \text{g} \]
\[ \text{Mol} = \frac{0,004 \, \text{g}}{55,85 \, \text{g/mol}} \approx 7,16 \times 10^{-5} \, \text{mol} \]

2. Aus der Reaktionsgleichung ist ersichtlich, dass 4 Mol Fe²⁺ 1 Mol O₂ benötigen. Daher benötigen 7,16 × 10⁻⁵ Mol Fe²⁺:
\[ \text{Mol O}_2 = \frac{7,16 \times 10^{-5} \, \text{mol Fe}^{2+}}{4} \approx 1,79 \times 10^{-5} \, \text{mol O}_2 \]

3. Die molare Masse von O₂ beträgt etwa 32 g/mol. Berechne die Masse von O₂:
\[ \text{Masse O}_2 = 1,79 \times 10^{-5} \, \text{mol} \times 32 \, \text{g/mol} \approx 5,73 \times 10^{-4} \, \text{g} = 0,573 \, \text{mg} \]

Du benötigst also etwa 0,573 mg Sauerstoff, um 4 mg zweiwertiges Eisen zu oxidieren.