2) Se dispone de un ácido nítrico comercial concentrado al \( 96,73 \% \mathrm{~m} / \mathrm{m} \) y densidad \( 1,5 \mathrm{~g} / \mathrm{mL} \). ¿Cuántos mL del ácido concentrado scrín necesarios para preparar \( 0,2 \mathrm{~L} \) de disolución \( 1,5 \mathrm{M} \) de dicho ácido?

Para resolver este problema, primero necesitamos calcular cuántos moles de ácido nítrico (\( \text{HNO}_3 \)) se requieren para preparar \( 0,2 \, \text{L} \) de una disolución \( 1,5 \, \text{M} \). 1. **Calcular los moles de \( \text{HNO}_3 \)**: \[ \text{Moles de } \text{HNO}_3 = \text{Molaridad} \times \text{Volumen} = 1,5 \, \text{mol/L} \times 0,2 \, \text{L} = 0,3 \, \text{mol} \] 2. **Calcular la masa de \( \text{HNO}_3 \)**: La masa molar del ácido nítrico (\( \text{HNO}_3 \)) es aproximadamente \( 63 \, \text{g/mol} \). \[ \text{Masa de } \text{HNO}_3 = \text{Moles} \times \text{Masa molar} = 0,3 \, \text{mol} \times 63 \, \text{g/mol} = 18,9 \, \text{g} \] 3. **Calcular el volumen del ácido concentrado necesario**: Sabemos que el ácido nítrico concentrado tiene una concentración de \( 96,73 \, \text{m/m} \) y una densidad de \( 1,5 \, \text{g/mL} \). Esto significa que en \( 100 \, \text{g} \) de solución hay \( 96,73 \, \text{g} \) de \( \text{HNO}_3 \). Primero, calculamos cuántos gramos de solución se necesitan para obtener \( 18,9 \, \text{g} \) de \( \text{HNO}_3 \): \[ \text{Masa de solución} = \frac{\text{Masa de } \text{HNO}_3}{\text{Fracción en masa}} = \frac{18,9 \, \text{g}}{0,9673} \approx 19,5 \, \text{g} \] Ahora, usando la densidad, podemos calcular el volumen de la solución concentrada que necesitamos: \[ \text{Volumen de solución} = \frac{\text{Masa de solución}}{\text{Densidad}} = \frac{19,5 \, \text{g}}{1,5 \, \text{g/mL}} \approx 13 \, \text{mL} \] Por lo tanto, se necesitan aproximadamente **13 mL** del ácido nítrico concentrado para preparar \( 0,2 \, \text{L} \) de disolución \( 1,5 \, \text{M} \).