Molaridad y normalidad de una disolución (8115)

, por F_y_Q

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Un ácido nítrico concentrado, de densidad 1.405 g/mL, contiene 68.1\ \% en peso de \ce{HNO3}. Calcula la molaridad y la normalidad de este ácido.

P.-S.

El primer paso importante es tomar una base de cálculo. En este caso, es buena idea que tomes 100 g de disolución como base porque tienes el dato del porcentaje en masa. De ese modo, los 100 de disolución contendrán 68.1 g de ácido nítrico.

Ahora expresas la cantidad de soluto en mol:

68.1\ \ce{g\ HNO3}\cdot \frac{1\ mol}{63\ g} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{1.08\ \ce{mol HNO3}}}

Ahora necesitas saber qué volumen de disolución equivale a los 100 g que has considerado, eso sí, expresado en litros:

100\ \cancel{\ce{g D}}\cdot \frac{1\ \cancel{\ce{mL}}\ D}{1.405\ \cancel{\ce{g D}}}\cdot \frac{1\ L}{10^3\ \cancel{mL}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bm{7.12\cdot 10^{-2}\ L\ D}}

La molaridad es el cociente entre los moles de soluto y el volumen de disolución:

M = \frac{1.08\ \text{mol}}{7.12\cdot 10^{-2}\ \text{L}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 15.2\ M}}


Al ser un ácido monoprótico, coinciden la molaridad y la normalidad: \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 15.2\ N}}

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