Após compreensão do processo, suponha que foi realizado o procedimento descrito em uma amostra que continha apenas ureia- \mathrm{CO}\left(\mathrm{NH}_{2}\right)_{2} como fonte de nitrogênio (neste caso apenas o nitrogênio orgânico estava presente). Considerando os dados a seguir, determine a concentração de Ureia (Massa molar= 60 \mathrm{~g} / \mathrm{mol} ), em mg/L, presente em amostra foi submetida ao procedimento:
Dados: Volume de amostra submetida ao processo: 500 mL
Concentração da solução de HCl adicionada em excesso para conversão da amônia em amônio: 0,01 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} Volume de solução de HCl adicionada em excesso para conversão da amônia em amônio: 100 mL
Volume de NaOH (concentração 0,01 \mathrm{~mol} / \mathrm{L} ) utilizado para titular o \mathrm{H}^{+}em excesso (pós conversão de amônia em amônio) até o ponto de equivalência: 20 mL .
OBS: no ponto de equivalência da titulação proposta neste exercício, o número de mols de \mathrm{HO}^{-}(titulante) é igual ao número de mols de \mathrm{H}^{+}que não reagiu com a amônia gasosa para formar os íons amônio.

Passo 1

O que o enunciado pede: determinar a concentração de ureia, em mg/L, presente na amostra submetida ao procedimento.
Informações e dados fornecidos:
\text{Volume da amostra} = 500\\ \text{mL}
\text{Concentração da solução de HCl adicionada} = 0{,}01\\ \mathrm{mol/L}çãçã
\text{Volume de HCl adicionado} = 100\\ \text{mL}
\text{Concentração da solução de NaOH (titulante)} = 0{,}01\\ \mathrm{mol/L}çãçã
\text{Volume de NaOH gasto na titulação} = 20\\ \text{mL}çã
Observação dada no enunciado: no ponto de equivalência, o número de mols de \mathrm{OH}^- do titulante é igual ao número de mols de \mathrm{H}^+ que NÃO reagiram com a amônia.
O enunciado também informa que a amostra contém apenas ureia como fonte de nitrogênio (ou seja, todo o nitrogênio orgânico vem da ureia).

Passo 2

Entendendo o raciocínio químico por trás do procedimento (explicação didática):
  • Ao adicionar \mathrm{HCl} em excesso, toda a amônia liberada a partir do nitrogênio orgânico (aqui, proveniente da ureia) é convertida em íon amônio segundo a reação
\mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{NH}_4^+.
Cada mol de \mathrm{NH}_3 consome exatamente 1 mol de \mathrm{H}^+.
  • Como adicionamos \mathrm{HCl} em excesso, sobra \mathrm{H}^+ não reagido. Titramos esse excesso com \mathrm{NaOH}. A reação de neutralização é
\mathrm{OH}^- + \mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{H}_2\mathrm{O},
portanto cada mol de \mathrm{OH}^- gasto na titulação corresponde a 1 mol de \mathrm{H}^+ que estava em excesso.
  • Logo, sabendo os mols iniciais de \mathrm{HCl} e os mols de \mathrm{OH}^- usados, podemos determinar quantos mols de \mathrm{H}^+ foram consumidos formando \mathrm{NH}_4^+, e isso nos dá quantos mols de \mathrm{NH}_3 havia.
  • Por fim precisamos relacionar mols de \mathrm{NH}_3 com mols de ureia: a ureia tem fórmula \mathrm{CO}(\mathrm{NH}_2)_2, ou seja, cada molécula de ureia tem dois grupos \mathrm{NH}_2 e, após digestão/hidrólise, produz 2 mols de \mathrm{NH}_3. Portanto
1\\ \text{mol de ureia} \longrightarrow 2\\ \text{mol de } \mathrm{NH}_3.
Isso é crucial para converter mols de \mathrm{NH}_3 em mols de ureia.

Passo 3

Calcular os mols de \mathrm{HCl} adicionados inicialmente. Usamos a definição de molaridade: mols = molaridade \times volume (em litros).
\text{Mols de HCl adicionados} = 0{,}01\\ \mathrm{mol/L} \times 0{,}100\\ \mathrm{L}
= 0{,}001\\ \mathrm{mol}.

Passo 4

Calcular os mols de \mathrm{NaOH} usados na titulação (que equivalem aos mols de \mathrm{H}^+ que sobraram).
\text{Mols de NaOH} = 0{,}01\\ \mathrm{mol/L} \times 0{,}020\\ \mathrm{L}
= 0{,}0002\\ \mathrm{mol}.

Passo 5

Determinar os mols de \mathrm{HCl} que reagiram com a amônia (isto é, os mols de \mathrm{H}^+ consumidos para formar \mathrm{NH}_4^+). É a diferença entre os mols de HCl adicionados e os mols de HCl que ficaram (igual aos mols de NaOH usados).
\text{Mols de HCl que reagiram com NH}_3 = 0{,}001 - 0{,}0002 = 0{,}0008\\ \mathrm{mol}.

Passo 6

Relacionar esses mols de \mathrm{HCl} consumidos com os mols de \mathrm{NH}_3. Como a estequiometria da reação é 1:1 ( \mathrm{NH}_3 + \mathrm{H}^+ \to \mathrm{NH}_4^+), temos:
\text{Mols de } \mathrm{NH}_3 = 0{,}0008\\ \mathrm{mol}.

Passo 7

Converter mols de \mathrm{NH}_3 em mols de ureia usando a estequiometria da ureia: cada mol de ureia produz 2 mols de \mathrm{NH}_3. Portanto
\text{Mols de ureia} = \frac{\text{Mols de } \mathrm{NH}_3}{2} = \frac{0{,}0008}{2} = 0{,}0004\\ \mathrm{mol}.

Passo 8

Calcular a massa de ureia presente na amostra usando a massa molar da ureia \left(M = 60\\ \mathrm{g/mol}\right).
\text{Massa de ureia} = 0{,}0004\\ \mathrm{mol} \times 60\\ \mathrm{g/mol} = 0{,}024\\ \mathrm{g}.
Converter para miligramas:
0{,}024\\ \mathrm{g} = 24\\ \mathrm{mg}.

Passo 9

Converter essa massa para concentração em \mathrm{mg/L}. A massa de 24\\ \mathrm{mg} está na amostra de \,500\\ \mathrm{mL}=0{,}5\\ \mathrm{L}. Portanto a concentração em \mathrm{mg/L} é
\text{Concentração} = \frac{24\\ \mathrm{mg}}{0{,}5\\ \mathrm{L}} = 48\\ \mathrm{mg/L}.çã

Passo 10

Resumo rápido do raciocínio para a prova (dica amigável): calcule sempre mols iniciais do ácido, subtraia os mols neutralizados pelo titulante para achar o ácido consumido pela amônia; como \mathrm{NH}_3 consome 1 mol de \mathrm{H}^+ cada, iguale isso aos mols de \mathrm{NH}_3; converta \mathrm{NH}_3 em ureia lembrando que 1 mol de ureia → 2 mols de \mathrm{NH}_3; multiplique pela massa molar e divida pelo volume da amostra em litros para obter mg/L. Vai dar certo — respira, você consegue!

Resposta

48 mg/L

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