En mi anterior ocupación, el uso de lejía $NaClO$ --me pareció bastante asombroso, y basado en los problemas de salud que yo y otros compañeros de trabajo estábamos teniendo, quería ver lo cerca que estábamos de sobrepasar los límites de exposición. Tomando la definición, $$ 1 \, \, ppm = \frac {1 \,\,mg \,\,solute}{1 \,\,L \,\,solvent} = \frac {1 \,\,g \,\,solute}{1 \,\,m^3 \,\,solvent} $$
Tengo un $ 946 \,\,mL $ botella de solución etiquetada para ser $.65\%$ Hipoclorito de sodio. Esto me lleva a calcular la presencia de $6.149 \,\,mL$ de toda la mezcla siendo $NaClO$ . Restando eso del volumen total para obtener el volumen del disolvente, obtengo $.940 \,\,L \,\,solvent$ . Usando el hecho de que la densidad de $NaClO$ es $ \rho =1.11 \frac {g}{mL}$ obtuve $6.83\,\,g$ o $6830\,\,mg\,\,solute$ . Conectando estos valores para la concentración en $ppm$ Yo obtengo $ \frac {6830\,\,mg}{.940\,\,L}= 7265.957\,\,ppm$ ( $ \frac {g}{m^{3}}$ ).
La Asociación Americana de Higiene Industrial sólo recomienda $2\,\,ppm$ para la exposición a corto plazo, lo que me lleva a creer que mis cálculos podrían estar equivocados de alguna manera. ¿Este cálculo es correcto o tengo algún malentendido fundamental sobre el concepto de molaridad? Simplemente no me siento como algo que $3633$ más concentrados de lo que la AIHA recomienda, ni siquiera saldrían de la mesa de dibujo, y mucho menos entrarían en los lugares de trabajo.
