Problema con molarità, purezza e densità

In un matraccio vengono versati 10 mL di acido solforico con purezza al 95% (d = 1.48 g/mL) e 100 mL di una soluzione 3,0 M dello stesso acido e acqua fino a 500 mL. Calcolare la molarità della soluzione finale. 

Per la seconda soluzione trovo il numero di moli facendo mol = M * V = 3M*0.1L = 0.3 mol che devo addizionare alle moli della prima soluzione, per poi dividere per il volume totale (O.500 L) per ottenere così la nuova molarità.

Non riesco però a ricavare le moli della prima soluzione. Non so se il procedimento è giusto.

Purezza al 95% significa 95 mL H2SO4 puro : 100 mL soluzione?

Se così fosse, allora faccio

9.5 mL : 100 mL = x : 10 mL -> x = 9.5 mL H2SO4 puro

d = 1.48 g/mL -> g = d*mL = 1.48*9.5 = 14.06 g H2SO4 puro

moli = g/MM = 14.06g / 98.08g/mol = 0.14 mol H2SO4

0.14 + 0.3 = 0.44 mol totali

M = n/V = 0.44 mol/0.5 L = 0.88 molare

Il risultato finale non cambia, ma concettualmente le moli di H2SO4 della prima soluzione sono sbagliate:

Una soluzione al 95% contiene 95 g di H2SO4 in 100 g di soluzione, quindi:

m slz = 10 mL · 1,48 g/mL = 14,8 g slz

m H2SO4 = 14,8 g · 95/100 = 14,06 g H2SO4

n1 H2SO4 = 14,06 g / 98,08 g/mol = 0,143 mol

n2 H2SO4 = 3,0 mol/L · 0,100 L = 0,300 mol

ntot = 0,143 + 0,300 = 0,443 mol

M = 0,443 mol / 0,500 L = 0,887 mol/L