O ácido tartárico, H2C4H4O6, é neutralizado com NaOH 0.100 M. Uma amostra de 3.0 g de ácido tartárico reage com 45 mL de base. Quão concentrada é a base?

Responda:

O ácido tartárico não é um DIACIDO ...? Acho que sua pergunta está um pouco confusa ... Ignoro o que foi dito $0.100 \cdot m o l \cdot L^{- 1}$ $0.100*mol*L^-1$ no que diz respeito ao hidróxido de sódio ....

Explicação:

E assim escrevemos a equação estequiométrica que representa sua reação com a 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 assim, no volume de hidróxido de sódio usado para titulação, havia dois equipamentos em relação a $N a O H$ $NaOH$ ...

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

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