L'acido tartarico, H2C4H4O6 è neutralizzato con NaOH 0.100 M. Un campione di 3.0 g di acido tartarico reagisce con 45 mL di base. Quanto è concentrata la base?

Risposta:

L'acido tartarico non è un DIACID ...? Penso che la tua domanda sia un po 'confusa ... Ignoro le affermazioni $0.100 \cdot m o l \cdot L^{- 1}$ $0.100*mol*L^-1$ rispetto all'idrossido di sodio ....

Spiegazione:

E così scriviamo l'equazione stechiometrica che rappresenta la sua reazione con la base ...

$C_{4} H_{6} O_{4} (a q) + 2 N a O H (a q) \to {C_{4} H_{4} O_{4}}_{4}^{2 -} N a_{2}^{+} + 2 H_{2} O (l)$ $C_4H_6O_4(aq)+2NaOH(aq) rarr{C_4H_4O_4}^(2-)Na_2^(+) +2H_2O(l)$

$Moles of tartaric acid = \frac{3.0 \cdot g}{150.087 \cdot g \cdot m o l^{- 1}} = 0.0200 \cdot m o l$ $"Moles of tartaric acid"=(3.0*g)/(150.087 *g*mol^-1)=0.0200*mol$

E quindi nel volume di idrossido di sodio usato per la titolazione c'erano DUE EQUIV rispetto a $N a O H$ $NaOH$ ...

E così $[N a O H] = \frac{moles}{volume} = \frac{2 \times 0.0200 \cdot m o l}{45.0 \cdot m L \times 10^{- 3} \cdot L \cdot m L^{- 1}}$ $[NaOH]=("moles")/("volume")=(2xx0.0200*mol)/(45.0*mLxx10^-3*L*mL^-1)$

$= 0.888 \cdot m o l \cdot L^{- 1}$ $=0.888*mol*L^-1$

L'acido tartarico, H2C4H4O6 è neutralizzato con NaOH 0.100 M. Un campione di 3.0 g di acido tartarico reagisce con 45 mL di base. Quanto è concentrata la base?

Risposta:

Spiegazione:

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