Volumen de ácido comercial para preparar una disolución 0.4 N (245)

, por F_y_Q

|

Se desea preparar 200 mL de ácido clorhídrico 0.4 N a partir de un ácido clorhídrico comercial de 1.18 g/mL de densidad y una riqueza del 36.2\ \% en peso. ¿Cuántos mL de ácido comercial se necesitan? Calcula la molaridad y la molalidad del ácido comercial.

(Datos: H = 1 ; Cl = 35.5)

P.-S.

Para hacer el problema debes establecer una base de cálculo. Si tomas como base 1 L de disolución puedes calcular la molaridad y molalidad de la disolución comercial como inicio del problema.

Molaridad de la disolución.

Calculas los moles de soluto que están contenidos en ese volumen de disolución. Para ello usas factores de conversión para la densidad y la concentración de la disolución:

10^3\ \cancel{\text{mL\ D}}\cdot \frac{1.18\ \cancel{\text{g\ D}}}{1\ \cancel{\text{mL\ D}}}\cdot \frac{36.2\ \cancel{\text{g\ HCl}}}{100\ \cancel{\text{g\ D}}}\cdot \frac{1\ \text{mol\ HCl}}{36.5\ \cancel{\text{g\ S}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{11.7 mol HCl}}

La ventaja de haber tomado un litro de disolución como base de cálculo es que la molaridad es inmediata:

M = \frac{\ce{mol\ S}}{V_D\ (L)} = \frac{11.7\ \text{mol}}{1\ \text{L}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{11.7\ mol\cdot L^{-1}}}}


Molalidad de la disolución.

Debes calcular qué masa de disolvente está contenida en el litro que has establecido como base de cálculo:

10^3\ \cancel{\text{mL\ D}}\cdot \frac{1.18\ \cancel{\text{g\ D}}}{1\ \cancel{\text{mL\ D}}}\cdot \frac{(100 - 36.2)\ \text{g\ d}}{100\ \cancel{\text{g\ D}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 752.8\ g\ d}

La molalidad es muy fácil de calcular:

m = \frac{\ce{mol\ S}}{m_d\ (kg)} = \frac{11.7\ \ce{mol}}{0.7528\ kg} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{15.5\ mol\cdot kg^{-1}}}}


La última parte del problema es calcular qué volumen del ácido comercial contiene los moles de soluto que necesitas para hacer la disolución 0.4 N. Como es un ácido monoprótico coincide la normalidad con la molaridad de la disolución. Para los 200 mL de disolución necesitas:

200\ \cancel{\text{mL}}\cdot \frac{0.4\ \text{mol\ HCl}}{10^3\ \cancel{\text{mL}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\bf 0.08\ mol\ HCl}

El último paso es calcular qué volumen de la disolución comercial contiene esos moles que has calculado:

0.08\ \cancel{\text{mol\ HCl}}\cdot \frac{1\ \cancel{\text{L}}}{11.7\ \cancel{\text{mol\ HCl}}}\cdot \frac{10^3\ \text{mL\ D}}{1\ \cancel{\text{L}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{6.84 mL D}}}