Realize cálculos semelhantes ao problema anterior e também de normalidade de uma solução com as seguintes características:
Soluto: Ácido Sulfúrico concentrado com densidade 1,84 \mathrm{~g} / \mathrm{mL} e contendo 95 \% de \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}.
Solvente: água com densidade de 0,998 \mathrm{~g} / \mathrm{mL}
Volume de soluto empregado: 20 mL
Volume de água empregado: 1000 mL
Densidade da solução: 1,15 \mathrm{~g} / \mathrm{mL}
R.: 3,38%

Passo 1

O que o enunciado dá (peguei todos os números do enunciado):
  • Soluto: ácido sulfúrico concentrado com densidade \,1{,}84\\ \mathrm{g}/\mathrm{mL} e teor \,95\% em massa de \mathrm{H_2SO_4}.
  • Volume de soluto empregado: \,20\\ \mathrm{mL}.
  • Solvente: água com densidade \,0{,}998\\ \mathrm{g}/\mathrm{mL}.
  • Volume de água empregado: \,1000\\ \mathrm{mL}.
  • (Foi informada também a densidade da solução resultante: \,1{,}15\\ \mathrm{g}/\mathrm{mL}, mas neste cálculo usaremos as massas dos componentes fornecidas.)
    O enunciado pede:
  1. calcular o percentual em massa (porcentagem em massa) de \mathrm{H_2SO_4} na solução final;
  2. calcular a normalidade da solução resultante (normalidade ácido-base, considerando que \mathrm{H_2SO_4} é diprótico).

Passo 2

Calcular a massa do ácido sulfúrico concentrado usado (massa do frasco/porção comercial, que contém \mathrm{H_2SO_4} + água). A fórmula é massa = densidade \times volume.
\text{massa do ácido concentrado} = 1{,}84\\ \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mL}}\times 20\\ \mathrm{mL}=36{,}8\\ \mathrm{g}.á
Explicação curta: densidade em \mathrm{g}/\mathrm{mL} vezes volume em \mathrm{mL} dá massa em gramas.

Passo 3

Calcular a massa de \mathrm{H_2SO_4} puro contida nesse volume, usando o teor em massa \,95\%.
\text{massa de } \mathrm{H_2SO_4} = 0{,}95\times 36{,}8\\ \mathrm{g}=34{,}96\\ \mathrm{g}.
Comentário: esse é o soluto químico efetivo (a massa de ácido puro que vai para a solução).

Passo 4

Calcular a massa da água adicionada (solvente):
\text{massa da água adicionada} = 0{,}998\\ \frac{\mathrm{g}}{\mathrm{mL}}\times 1000\\ \mathrm{mL}=998\\ \mathrm{g}.á
Observação sobre massa total: a porção de ácido concentrado já tinha massa (36,8 g) que inclui água contida nele; para obter a massa total da solução somamos a massa do ácido concentrado (36,8 g) e a massa da água adicionada (998 g). Assim:
\text{massa total da solução} = 36{,}8\\ \mathrm{g}+998\\ \mathrm{g}=1034{,}8\\ \mathrm{g}.çã
Comentário didático: massa é conservada — somam-se as massas dos componentes para obter a massa total da mistura. (A densidade final dada poderia ser usada se a questão pedisse massa a partir do volume final medido; aqui usamos as massas diretas fornecidas.)

Passo 5

Calcular o percentual em massa de \mathrm{H_2SO_4} na solução final. A fórmula:
\%\\ \text{em massa}=\frac{\text{massa do soluto}}{\text{massa total da solução}}\times 100\%.çã
Aplicando os números:
\%\\ \mathrm{H_2SO_4}=\frac{34{,}96\\ \mathrm{g}}{1034{,}8\\ \mathrm{g}}\times 100\%=3{,}377\%\approx 3{,}38\%.
Interpretação: cerca de \,3{,}38\% em massa da solução é \mathrm{H_2SO_4}.

Passo 6

Agora calcular a normalidade da solução (acidimétrica). Passos:
  1. calcular o número de mols de \mathrm{H_2SO_4};
  2. dividir pelo volume final da solução em litros para obter molaridade;
  3. multiplicar a molaridade pelo número de equivalentes por mol para obter a normalidade.
Primeiro, número de mols de \mathrm{H_2SO_4}. Usar massa molar aproximada \,M_{\mathrm{H_2SO_4}}=98{,}08\\ \mathrm{g/mol}.
n=\frac{\text{massa}}{M}=\frac{34{,}96\\ \mathrm{g}}{98{,}08\\ \mathrm{g/mol}}=0{,}3566\\ \text{mol}\\ (\text{aprox.}).

Passo 7

Volume final da solução: assumimos volumes somados (aditivos) para este cálculo, portanto
V_{\text{final}}=20\\ \mathrm{mL}+1000\\ \mathrm{mL}=1020\\ \mathrm{mL}=1{,}020\\ \mathrm{L}.
Então a molaridade C é:
C=\frac{n}{V}=\frac{0{,}3566\\ \mathrm{mol}}{1{,}020\\ \mathrm{L}}=0{,}3496\\ \mathrm{mol/L}\\ (\text{ou }0{,}3496\\ \mathrm{M}).

Passo 8

Normalidade N: para ácido-base, a normalidade é igual à molaridade vezes o número de equivalentes ácido por mol. \mathrm{H_2SO_4} é um ácido diprótico (pode doar 2 prótons), logo cada mol corresponde a 2 equivalentes. Assim:
N = z\cdot C = 2\times 0{,}3496=0{,}6992\\ \mathrm{N}\approx 0{,}699\\ \mathrm{N}.
Explicação didática: normalidade mede “equivalentes por litro”; para ácidos polipróticos multiplica-se pela quantidade de prótons que cada mol doa.

Resposta

\%\\ \mathrm{H_2SO_4} = 3{,}38\%
\text{Normalidade} = 0{,}699\\ \mathrm{N}