Se preparan 300 mL de disolución 1,5 M de ácido nítrico a partir de un ácido nítrico comercial del 67% en masa y densidad 1,40 g/mL. Calcula la molaridad del ácido comercial y el volumen del mismo necesario para preparar los 300 mL de disolución de ácido nítrico 1,5 M.
Respuestas a la pregunta
Ácido comercial 67 % m/m
d = 1,40 g/ml
Solución a preparar: 300 ml 1,5 M.
El primer paso consiste en expresar la concentración de la solución concentrada en molaridad. Para lo que es necesario hallar primero el peso molecular.
PM HNO₃ = 63 g/mol (1.1 + 1.14 + 3.16)
Molaridad = M = moles HNO₃ / litro solución
La solución de la que se parte contiene 67 g HNO₃ /100 g solución
Con el dato de densidad se expresa la concentración como g /ml
V solución = 100 g / 1.4 g/ml = 71,43 ml
V = 71,43 ml . 1 l / 1000 ml = 0,07143 l
moles soluto = n = m / PM = 67 g / 63 g/mol = 1,063 mol
Molaridad = M = 1,063 mol HNO₃ / 0,07143 l = 14,88 M
Para calcular el volumen necesario hay que tener en cuenta que la cantidad de moles de soluto se mantiene constante por lo que:
C₁ . V₁ = C₂ . V₂ (1)
Siendo
C₁ = 14,88 M
V₁ = ?
C₂ = 1,5 M
V₂ = 0,3 l (300 ml . 1 l /1000 ml)
Despejando V₁ en (1)
V₁ = C₂ . V₂ / C₁
Reemplazando
V₁ = 1,5 mol/l . 0,3 l / 14,88 mol/l
V₁ = 0,0302 l = 30,02 ml
Se necesitan 30 ml de la solución concentrada para preparar 300 ml 1,5 M.