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 HNO₃ = 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