Converter 355mL de uma solução contendo 6.31 ppm de CaCO3 em mmol?

#"0.0224 mmol CaCO"_3#


A #"ppm"# é um parte por milhão, que é uma concentração. Podemos definir isso de várias maneiras, mas uma maneira é #"1 ppm" = ("mg solute")/("kg solution")#, Onde #"1 mg" = 10^(-3) "g"# e #"1 kg" = 10^(3)# #"g"#. Você deve notar que #(10^(-3) "g")/(10^(3) "g") = 10^(-6)#, daí "partes por milhão".

Como temos uma solução, vamos supor que estamos em uma solução de água, que pode dissolver pequenas quantidades de #"CaCO"_3# (normalmente "insolúvel" na água, mas na escala de ppm é considerado solúvel).

Pode-se presumir que a água para seus propósitos tenha um densidade of #"1 g/mL"#, e para essa baixa concentração, podemos assumir que a densidade de água is igual para a densidade do solução.

Assim, podemos converter o volume da solução em massa:

#355 cancel"mL" xx "1 g"/cancel"mL" = "355 g" = "0.355 kg solution"#

Portanto, atualmente temos:

#("6.31 mg CaCO"_3 " solute")/cancel"kg solution" xx 0.355 cancel("kg solution")#

#= "2.24 mg CaCO"_3# #"solute"#

Portanto, o #"mmol"# of #"CaCO"_3# pode ser calculado a partir de sua massa molar de #40.08 + 12.011 + 3 xx 15.999 = "100.008 g/mol"#:

#2.24 "m"cancel("g CaCO"_3) xx "1 mol"/(100.008 cancel("g CaCO"_3))#

#= color(blue)("0.0224 mmol CaCO"_3)#

uma vez que o "milli" realiza o cálculo a partir de #"mg"# para #"mmol"#.

A propósito, essa concentração de #"6.31 ppm CaCO"_3# seria igual a cerca de #6.31 xx 10^(-5) "M"#ou molaridade concentração. Você pode descobrir o cálculo de uma etapa sobre como chegar a essa concentração depois de encontrar o #"mmol CaCO"_3#.

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