O ácido nítrico (HNO3) concentrado é normalmente usado em laboratórios e aplicações. A principal aplicação do ácido nítrico é na produção de fertilizantes sendo utilizada também na fabricação de corantes, explosivos, diversos ésteres orgânicos, fibras sintéticas se a artificiais, ácido benzoico etc. O ácido nítrico apresenta uma massa molecular de 63 g/mol e densidade de 1,51g/cm3. Qual o volume necessário para preparar 500 mL de uma solução na concentração de 0,1 mol/L saber que sua concentração é a 50%

Question

Accepted Answer

Para resolver este problema, precisamos determinar o volume de ácido nítrico concentrado necessário para preparar 500 mL de uma solução com concentração de 0,1 mol/L. Sabemos que a concentração do ácido nítrico concentrado é de 50% em massa.

Primeiro, vamos calcular a quantidade de mols de $ HNO_3 $ necessária para preparar 500 mL (0,5 L) de uma solução a 0,1 mol/L:

$$
\text{Número de mols} = \text{concentração} \times \text{volume} = 0,1 \, \text{mol/L} \times 0,5 \, \text{L} = 0,05 \, \text{mol}
$$

Agora, vamos calcular a massa de $ HNO_3 $ necessária usando a massa molar do ácido nítrico (63 g/mol):

$$
\text{Massa de } HNO_3 = \text{Número de mols} \times \text{massa molar} = 0,05 \, \text{mol} \times 63 \, \text{g/mol} = 3,15 \, \text{g}
$$

Sabendo que a concentração do ácido nítrico concentrado é de 50% em massa, significa que em cada 100 g de solução, há 50 g de $ HNO_3 $. Assim, a massa total da solução necessária é:

$$
\text{Massa da solução} = \frac{\text{Massa de } HNO_3}{0,5} = \frac{3,15 \, \text{g}}{0,5} = 6,3 \, \text{g}
$$

Agora, vamos usar a densidade do ácido nítrico concentrado (1,51 g/cm³) para encontrar o volume necessário:

$$
\text{Volume} = \frac{\text{Massa da solução}}{\text{Densidade}} = \frac{6,3 \, \text{g}}{1,51 \, \text{g/cm}^3} \approx 4,17 \, \text{cm}^3
$$

Portanto, o volume necessário de ácido nítrico concentrado é aproximadamente 4,17 mL.

O ácido nítrico (HNO3) concentrado é normalmente usado em la...

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