Físico-Química

nane453

(CPII-2002) Uma indústria de produtos de limpeza elimina como resíduo "água amoniacal". Com o objetivo de determinar a concentração de amônia (NH3) neste despejo, um técnico químico procedeu à seguinte análise:
Retirou uma amostra de 10,0 g de "água amoniacal", ferveu com NaOH em excesso e toda a amônia produzida foi recolhida em 60,0 mL de solução 0,45 mol/L de H2SO4. O ácido sulfúrico em excesso, isto é, o que não foi neutralizado pelo NH3 , consumiu exatamente 10,0 mL de solução 0,40 mol/l de NaOH para sua total neutralização. Determine a porcentagem da amônia na "água amoniacal" analisada.

Fazendo de trás pra frente,

Iremos calcular o ácido sulfúrico que foi neutralizado pela solução de NaOH,

[tex3]H_2SO_4+2NaOH\longrightarrow Na_2SO_4+2H_2O[/tex3]

Calculando quantos moles de NaOH foram necessários,

[tex3]n=M\cdot V\\n=0,4\cdot10^{-2}\\n=4\cdot10^{-3}~\mbox{moles de NaOH}[/tex3]

Seguinte a proporção estequiométrica, foi necessário [tex3]2\cdot10^{-3}[/tex3] moles de [tex3]H_2SO_4[/tex3] .

Calculando o número de moles da solução inicial de ácido sulfúrico e subtraindo a quantidade que não foi neutralizada pela amônia, conseguimos saber a quantidade neutralizada pela amônia,

[tex3]n=M\cdot V\\n=0,45\cdot6\cdot10^{-2}\\n=18\cdot10^{-3}[/tex3]

[tex3]18\cdot10^{-2}-2\cdot10^{-3}=16\cdot10^{-3}~\mbox{moles}[/tex3]

[tex3]2NH_3+H_2SO_4\longrightarrow (NH_4)_2SO_4[/tex3]

Seguindo a proporção estequiométrica, há [tex3]32\cdot10^{-3}[/tex3] moles de amônia.

Multiplicando pela sua massa molar conseguimos sua massa,

[tex3]m=n\cdot MM\\m=32\cdot10^{-3}\cdot17\\m=0,544~\mbox{g}[/tex3]

[tex3]\frac{0,544}{10}=\boxed{5,44\%}[/tex3]

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