Ejercicios de química resueltos
Se dispone de un ácido nítrico comercial del 96,73 % en peso
y 1,5 g/ml de densidad ¿Cuántos ml del ácido concentrado
serán necesarios para preparar 0,2 litros de disolución 1,5
Molar de dicho ácido? Peso molecular del HNO
3 = 63.
Respuesta
al ejercicio 39
Recordando que la molaridad de una disolución viene dada por la relación
entre el número de moles de soluto y el volumen (expresado en litros)
de disolución, tenemos para los moles de ácido puro que necesitamos
moles (HNO3 = M × V = 1,5 M × 0,2 l = 0,3
Y para la cantidad de ácido puro
0,3 moles \( \displaystyle \times \frac{63 \; g}{mol} = 18,9 \) gramos de ácido nítrico
Como el ácido comercial del que disponemos no es puro, sino del 96,73
% necesitaremos pesar:
\( \displaystyle 18,9 \times \frac{100 \; g \; \acute{a}cido \; comercial}{96,73
\; g \; \acute{a}cido \; puro} = 19,54 \) gramos de ácido nítrico comercial
Como necesitamos calcular el volumen en ml que hemos de coger de ácido,
consideramos la densidad del ácido comercial:
\( \displaystyle V(mol) = \frac{m(g)}{\rho (g/ml)} = \frac{19,54 \; g}{1,5
\; g/ml} = 13 \) mililitros de ácido nítrico comercial