Concentraciones molar y g/L de una solución comercial de ácido nítrico (6152)

, por F_y_Q

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Una disolución de \ce{NHO_3} comercial tiene una concentración del 60 \% y una densidad de 1.3\ \textstyle{g\over mL} :

a) ¿Cuál es la concentración de la disolución expresada en mol/L y en g/L?

b) ¿Cómo prepararías 25 mL de una solución de \ce{HNO_3} 1.0 M a partir de la disolución comercial?

P.-S.

a) Como las dos formas de expresar la concentración que nos piden tienen un litro de disolución como referencia, voy a fijar ese dato como base de cálculo para hacer el ejercicio.

10^3\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{1.3\ \cancel{g\ D}}{1\ \cancel{mL\ D}}\cdot \frac{60\ g\ S}{100\ \cancel{g\ D}} = \color[RGB]{2,112,20}{\bf 780\ g\ S}

a) La concentración de la disolución es \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{780\ \textstyle{g\over L}}}}.

Si convertimos la masa de soluto a mol tendremos la molaridad de la disolución comercial:

780\ \cancel{g}\ S\cdot \frac{1\ mol}{63\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 12.4\ mol\ S}

La molaridad de la disolución comercial es \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{12.4\ \textstyle{mol\over L}}}}

b) Los 25 mL de disolución 1 M contendrán:

25\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{1\ mol\ S}{10^3\ \cancel{mL\ D}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{2.5\cdot 10^{-2}\ mol\ S}}

Necesitamos estos moles de soluto para hacer nuestra disolución. Solo tenemos que calcular qué volumen de disolución comercial contiene esos moles:

2.5\cdot 10^{-2}\ \cancel{mol\ S}\cdot \frac{10^3\ mL\ D}{12.4\ \cancel{mol\ S}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 2.0\ mL\ D}}

Habrá que tomar 2 mL de la disolución comercial y añadirle 23 mL de agua para completar los 25 mL totales.

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