Ácidos y bases parte 3: indicadores. valoraciones Ácido

UNIDAD DIDÁCTICA 7: ÁCIDOS Y BASES (3ª PARTE)

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 7

ÁCIDOS Y BASES

PARTE 3: INDICADORES. VALORACIONES ÁCIDO-BASE. SOLUBILIDAD Y pH

En esta tercera parte de la unidad didáctica dedicada a ácidos y bases vamos a conocer unas sustancias que

nos van a ser de gran utilidad, los indicadores. Gracias a ellos vamos a poder determinar de manera práctica

la concentración de una disolución ácida o básica. Al procedimiento que utilizaremos se le denomina

valoración ácido-base. Determinaremos también cómo la solubilidad de una sustancia puede variar con el pH

y nos detendremos a saber algo más de los ácidos y las bases más importantes.

Todo ello con una gran cantidad de ejercicios resueltos, muchos de los cuales han formado parte de los

exámenes de las pruebas de acceso a la universidad.

14.- INDICADORES

ESTUDIA / APRENDE

Qué son los indicadores.

A qué llamamos zona de viraje.

Los nombres de los indicadores más utilizados.

Los INDICADORES son colorantes orgánicos que modifican su color según sea el pH del medio donde se encuentren.

Este cambio se debe a que los indicadores son ácidos o bases débiles que tienen diferente color al de su base conjugada o al de su ácido conjugado respectivamente.

El cambio de color no se produce a un pH determinado, sino que ocurre a lo largo de un intervalo situado entre dos valores fijos de pH. En este intervalo el color es mezcla de los dos colores que tiene el indicador según se encuentre en la disolución en forma de ácido o en forma de su base conjugada. A este intervalo se le llama ZONA DE VIRAJE.

Así, por ejemplo, la FENOLFTALEÍNA es un indicador incoloro en medio ácido y rosa fuerte en medio básico. Su zona de viraje se encuentra en el intervalo de pH que va desde 8,0 a 9,6.

Otros indicadores muy utilizados son: el ROJO DE METILO (ácido: rojo – básico: amarillo – zona de viraje: entre 4,4 y 6,2); el TORNASOL (ácido: rojo – básico: azul – zona de viraje: entre 5,2 y 8,0); y el NARANJA DE METILO (ácido: rojo – básico: amarillo – zona de viraje: entre 3,1 y 4,4).

El PAPEL INDICADOR UNIVERSAL consiste en una mezcla de sustancias impregnando un papel, y que al introducirle en una disolución toma diferentes colores según sea el pH de dicha disolución. Permite detectar valores de pH entre 1 y 10.

La utilización de indicadores adecuados es un método aproximado de conocer el pH de una disolución, pero sobre todo tienen interés en la determinación del punto final en una valoración ácido-base, como veremos más adelante. A continuación tienes una tabla en la que aparecen los indicadores más utilizados, el color que tienen en su forma ácida y el que tienen en su forma básica así como cuál es la zona de viraje de cada uno de ellos. Tenerla a mano te será muy útil para resolver algunos ejercicios



2

Indicador Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH)

FENOLFTALEÍNA Incoloro Rosa 8,0 – 9,6

ROJO DE METILO Rojo Amarillo 4,4 – 6,2

TORNASOL Rojo Azul 5,2 – 8,0

ANARANJADO DE METILO Rojo Amarillo 3,1 – 4,4

ROJO DE FENOL Amarillo Rojo 6,8 – 8,4

AZUL DE BROMOTIMOL Amarillo Azul 6,0 – 7,6

VIOLETA DE METILO Amarillo Violeta 0.0 – 2,0

EJEMPLO:

El rojo de fenol es un indicador ácido-base cuya forma ácida es amarilla y la forma alcalina es roja. Sabiendo que el intervalo de viraje es pH = 6,8 – 8,4, ¿de qué color será una disolución de NaOH 0,1 M y una de HClO4 0,02 M a las que se ha añadido este indicador? Razona la respuesta.

Lo primero es determinar el pH de las dos disoluciones conociendo el valor de la concentración.

El NaOH es una base fuerte. Estará completamente disociada. Luego [OH—] = 0,1M

El valor del pH es:

1413W

3 1

K 10pH log H O log log log10 13

10OH

La disolución de NaOH de concentración 0,1 M tiene un valor de pH = 13, y según la información del indicador, predominará la forma alcalina, de color rojo.

El HClO4 es un ácido fuerte. Estará completamente disociado. Luego [H3O+] = 0,02M

El valor del pH es:

3pH log H O log0,02 1,7

El pH de la disolución 0,02 M de ácido perclórico es 1,7, y la forma predominante del indicador será la ácida, de color amarillo.

CONTESTA Y REPASA

Con la tabla que aparece en los apuntes indica qué colores muestran el anaranjado de metilo, el rojo de metilo, el azul de bromotimol y la fenoftaleína los indicadores cuando se añade, de forma independiente, a dos disoluciones distintas de concentración 0,010 M, una de HCl y otra de NaOH. .

a) Indica, razonadamente, si con la siguiente observación colorimétrica se puede asegurar que una disolución es ácida o también puede ser neutra: Al añadirle unas gotas de fenolftaleína la disolución queda incolora.

b) Indica, razonadamente, si con la siguiente observación colorimétrica se puede asegurar que una disolución es básica o también puede ser neutra: Al añadirle unas gotas de rojo de metilo la disolución queda amarilla.

Se añaden unas gotas de rojo de metilo a 25 mL de dos disoluciones distintas, una de ácido acético 0,10 M (pKa = 4,74) y otra de hidróxido de sodio 0,020 M. Si se mezclan las dos y se agita, indica razonadamente el color que presentará la mezcla resultante suponiendo que los volúmenes son aditivos. Dato: ROJO DE METILO (ácido: rojo / básico: amarillo / zona de viraje: entre 4,4 y 6,2)



3

15.- VALORACIONES ÁCIDO – BASE

ESTUDIA / APRENDE

En qué consiste una valoración ácido–base.

A qué llamamos punto de equivalencia.

A qué valores de pH se produce la equivalencia según sean los ácidos y las bases fuertes o

débiles.

La resolución de problemas de valoraciones de ácido fuerte con base fuerte y de ácido débil

con base fuerte sin ser necesario en este último caso determinar el pH de la disolución en el

punto de equivalencia.

La reacción de neutralización entre la disolución de un ácido y la disolución de una base permite calcular la concentración de una de ellas si se conoce la de la otra. A este procedimiento que permite calcular la concentración de un ácido o una base se le llama VALORACIÓN o VOLUMETRÍA ÁCIDO – BASE.

Una valoración ácido-base es por tanto una técnica de análisis que permite determinar la concentración de una disolución a partir de su reacción ácido-base con otra disolución de concentración conocida.

Para determinar la concentración de una disolución de un ácido procederemos de la siguiente forma:

En un matraz Erlenmeyer ponemos una cierta cantidad de la disolución problema a la que le añadimos unas gotas de indicador. Llenamos una bureta con una disolución de una base de concentración conocida. A continuación vertemos gota a gota, lentamente y agitando, la disolución de base sobre el ácido. El final de la operación se reconoce por el cambio que experimenta el color del indicador.

A partir de la cantidad de base utilizada se puede calcular la cantidad de ácido presente en la disolución y de aquí la concentración del mismo. A la valoración de un ácido se le denomina ACIDIMETRÍA.

A la valoración de una base mediante una disolución de un ácido de concentración conocida se le denomina ALCALIMETRÍA.

Llamamos PUNTO DE EQUIVALENCIA, al instante en el que la cantidad de valorante añadido es igual a la cantidad que se necesita para que reaccione completamente la disolución problema.

En este punto se han mezclado cantidades químicamente equivalentes de los dos reaccionantes, que son las que indica la estequiometría de la reacción. Por tanto, el número de moles de ion hidróxido OH– añadidos es igual al número de moles de iones hidronio H3O+ presentes en la disolución que valoramos, o viceversa.

La duda es saber cuándo la reacción se ha completado, es decir, si hemos llegado al punto de equivalencia, momento en el cual dejaremos de añadir disolución patrón. La respuesta es: «Las valoraciones ácido-base tienen su fundamento en el cambio brusco que experimenta la concentración de iones H3O+ cuando la reacción de neutralización se ha completado». El punto final de la valoración se alcanza cuando se produce el cambio de color de un indicador, que se adiciona previamente a los reactivos. Para que una valoración sea buena, el punto final debe coincidir con el de equivalencia.



4

En el punto de equivalencia, el pH de la disolución no tiene por qué ser necesariamente igual a 7. Esto se debe a que los iones aportados por el ácido o por la base pueden sufrir el fenómeno de la hidrólisis.

En virtud de ello distinguimos cuatro casos:

a) Equivalencia entre un ácido fuerte y una base fuerte.

Ninguno de los iones sufre la reacción de hidrólisis, por tanto el punto de equivalencia se produce a pH = 7.

b) Equivalencia entre un ácido débil y una base fuerte.

El anión aportado por el ácido reacciona con el agua:

A– + H2O HA + OH–

y el punto de equivalencia se produce a pH > 7.

c) Equivalencia entre un ácido fuerte y una base débil.

El catión aportado por la base sufre el fenómeno de la hidrólisis:

B+ + H2O BOH + H3O+

y el punto de equivalencia se produce a pH < 7.

d) Equivalencia entre un ácido débil y una base débil.

Tanto el catión como el anión se hidrolizan. El pH del punto de equivalencia depende de la relación entre las constantes de ionización del ácido y de la base. Generalmente el punto final de la reacción suele estar próximo a un pH igual a 7.

A continuación vamos a observar cómo va variando el pH en las valoraciones de un ácido fuerte con una base fuerte, en la de un ácido débil con una base fuerte y en la de unabase débil con un ácido fuerte

A) VALORACION DE UN ACIDO FUERTE CON UNA BASE FUERTE

Supongamos que tenemos en un Erlenmeyer un volumen Va = 10 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico de concentración ca = 0,1 M, a la que le añadimos lentamente un volumen Vb de una disolución de hidróxido de sodio de concentración cb = 0,1 M contenida en una bureta. Veamos cómo evoluciona el valor del pH según añadimos el hidróxido de sodio a la disolución de ácido clorhídrico teniendo en cuenta que es una reacción que se produce mol a mol.

Antes de añadir la base y como el ácido está totalmente ionizado tenemos:

[H3O+] = 0,1 M pH = –log [H3O+] =–log 0,1 = 1

Al añadir un cierto volumen de base Vb y como la sal no sufre la reacción de hidrólisis tenemos que el número de moles de iones hidronio, que era al principio Va·ca ha disminuido en una cantidad igual al número de moles de iones OH— añadidos que es Vb·cb y por tanto la nueva concentración de iones hidronio es:

a a b b3

a b

V c V c molH O

V V litro

El punto de equivalencia se alcanza cuando el número de moles de base añadidos es igual al número de moles de ácido presentes en la disolución.

[H3O+] = [OH–] = 10–7M pH = 7

Una vez alcanzado ese punto, si se sigue añadiendo agente valorante hay un exceso de base en la disolución y la concentración de iones hidróxido es:

b b a a

a b

V c V c molOH

V V litro

y como [H3O+][OH–] = 10–14M

Entonces: 1414

a b3

b b a a

10 V V10 molH O

V c V c litroOH



5

Las ecuaciones anteriores permiten construir la siguiente tabla:

Base añadida (mL)

Exceso de ácido o de base (mL)

Volumen total (mL)

[H3O+] (moles/L) pH

0 10 mL de ácido 10mL 0,1 1

5 5 mL de ácido 15mL 3,3·10—2 1,48

9 1 mL de ácido 19mL 5,26·10—3 2,28

9,9 0,1 mL de ácido 19.9mL 5,03·10—4 3,3

10 0 20mL 1·10—7 7

10,1 0,1 mL de base 20,1mL 2,01·10—11 10,7

11 1 mL de base 21mL 2,1·10—12 11,68

Observamos que al comenzar a añadir NaOH el pH varía muy lentamente hasta que llegamos al punto de equivalencia en el que se produce un salto muy brusco. Al sobrepasar el punto de equivalencia el pH vuelve a evolucionar con lentitud.

La adición de una sola gota de disolución de NaOH por encima del punto de equivalencia provoca una subida muy brusca del pH y, por tanto, el viraje del indicador. Puesto que cada indicador tiene distinto intervalo de viraje, es necesario elegir el adecuado. Una vez que la valoración ha terminado, si siguiéramos añadiendo NaOH, el pH de la disolución volvería a subir muy rápidamente.

En este caso puedes observar que cuando queda 0,1 cm3 de ácido sin neutralizar el pH es 3,3, que pasa a ser 10,7 cuando hay un exceso de 0,1 cm3 de base. Cualquier indicador que vire en el intervalo de pH de 3,3 a 10,7 es adecuado para el seguimiento de la valoración.

Lo podríamos representar mediante la curva que tienes aquí representada.

La curva de pH de la valoración de una base fuerte (disolución problema) mediante un ácido fuerte (disolución patrón) es una imagen simétrica de la curva de valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.

En el gráfico de la derecha vemos una comparativa de la zona de viraje de diferentes indicadores en una reacción de neutralización en la que vamos añadiendo gota a gota una disolución de hidróxido de sodio 0,100M a 25mL de HCl 0,100M:



6

El mismo proceso podemos realizar para valorar una base fuerte con ácido fuerte. El punto de equivalencia es pH 7 y la curva obtenida es:

B) VALORACIÓN DE ÁCIDO DÉBIL CON BASE FUERTE

Sin embargo cuando se valora un ácido débil con una base fuerte, aparecen dos diferencias. Por un lado, al ser un ácido débil, el pH inicial es mayor, por lo que el salto brusco es menos acentuado,y por otro, en el punto de equivalencia la disolución no es neutra, ya que la sal formada experimenta reacción de hidrólisis. En este caso, el pH sería mayor que 7 (sal de ácido débil + base fuerte), por lo que, de nuevo, es necesario elegir el indicador adecuado, es decir, que vire en el intervalo donde se produce el salto brusco en el valor del pH. Por ejemplo, el azul de timol o la fenolftaleina.

Supongamos que se quiere valorar una disolución de ácido acético con otra de hidróxido sódico. La disolución inicial del ácido acético tiene un pH mayor que el que corresponde a una disolución de ácido fuerte de la misma molaridad.

Al ir añadiendo la base se realiza la reacción de neutralización del ácido:

HAc + OH– Ac– + H2O

Antes de llegar al punto de equivalencia coexisten en la disolución moléculas de ácido sin disociar HAc e iones acetato Ac–, por lo que la disolución se comporta como una disolución reguladora. Es decir, su pH varía poco con las sucesivas aportaciones de hidróxido sódico.

Una vez alcanzado el punto de equivalencia, de todos los iones presentes en la disolución, solamente los iones acetato sufren la reacción de hidrólisis:

Ac– + H2O HAc + OH–

La disolución en este punto es básica, por lo que el indicador utilizado debe virar en la zona de pH ligeramente básico (fenolftaleína). Si el indicador vira a pH ácido (como es el rojo de metilo), no observaríamos cambio brusco de color, a pesar de la adición de un volumen considerable de base.



7

Aquí podemos observar la relación entre la constante de acidez del ácido débil y el salto de pH en la curva de valoración.

A medida que el ácido es más débil, menor constante de equilibrio, el salto es más pequeño, es decir, disminuyen las unidades de pH entre el antes y el después del punto equivalente.

En el caso de disoluciones muy diluidas o de ácidos muy débiles, como el HCN, no se puede determinar con precisión la molaridad de sus disoluciones mediante el uso de indicadores y valoraciones con bases fuertes.

C) VALORACIÓN DE BASE DÉBIL CON ÁCIDO FUERTE

Si se valora una base débil, como el amoniaco, con un ácido fuerte, como el ácido clorhídrico, de todos los iones presentes en la disolución solamente los cationes amonio NH4

+ sufren la reacción de hidrólisis.

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

En el punto de equivalencia la disolución ácida, por lo que se utiliza un indicador que vire a pH ligeramente ácido. (Con un indicador que vira a pH básico no observaríamos el cambio brusco de color a pesar de la adición de un volumen considerable de ácido.



8

EJEMPLOS

La valoración de 50 mL de una disolución acuosa de hidróxido de calcio gasta 60 mL de una disolución de ácido clorhídrico de concentración 0,1 mol/L. Halla:

a) La concentración de la disolución de hidróxido de calcio. b) El pH de Ia disolución.

a) La reacción de neutralización es:

2 HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + H2O

2 HCl + Ca(OH)2

Va = 60mL Vb = 50mL

Ma = 0,1 Mb = x

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 2

En el punto de equivalencia:

a aa

a a b ba b bb b

n M V 1 0,1M 60mLn M V n M V M 0,06M

n V 2 50mL

SOLUCIÓN: La concentración de la disolución de Ca(OH)2 es 0,06M

b) El hidróxido de calcio es una base fuerte y, por tanto, está totalmente disociada en disolución acuosa según Ia ecuación:

Ca(OH)2 (aq) Ca2+ (aq) + 2 OH— (aq)

Como cada mol de hidróxido proporciona dos moles del ion hidroxilo, entonces la concentración de iones hidroxilo es:

[OH—I = 2 · 0,06 mol/L = 0,12 mol/L

Y el pH inicial de la disolución es:

14W

3

K 1013,08

0,12OpH – log H O – log –

Hlog

SOLUCIÓN: El pH de la disolución de Ca(OH)2 es 13,08

Se valoran 20,0 mL de una disolución acuosa de ácido benzoico, de concentración desconocida, con una disolución de hidróxido sódico de concentración 5·10—2 mol/L. Con Ia ayuda de un pH-metro se obtiene la gráfica adjunta pH = f(Vb). Halla la concentración inicial de la disolución de ácido benzoico. Dato: Constante de ionización del ácido benzoico Ka = 6,3 · 10—5 mol/L.

La reacción de neutralización es:

C6H5COOH + NaOH C6H5COONa + H2O

De la lectura de la gráfica se deduce que en el punto de equivalencia: Vb = 10,0 mL, luego:

2

b b 2ba a b ba b a

a a

n M V 1 5 10 M 10,0mLn M V n M V M 2,5 10 M

n V 1 20mL

SOLUCIÓN: La concentración de la disolución de C6H5COOH es 2,5·10—2 M

C6H5COOH + NaOH

Va = 20mL Vb = 10,0mL

Ma = x Mb = 5·10—2

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1



9

Una muestra de 25,0 cm3 de un vinagre fue valorada con una disolución de NaOH 0,60M. En el momento del viraje del indicador se habían utilizado 30,9mL de la disolución de la base. Escribe la reacción de neutralización y calcula la concentración de ácido acético de la muestra de vinagre en molaridad. Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.

DATOS: VVINAGRE=25cm3; VVALORACIÓN = 30,9cm3; [NaOH] = 0,60M

REACCIÓN AJUSTADA: CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

DATOS ¿ ? 30,9mL, 0,60M

RELACIÓN ENTRE MOLES

1 mol de CH3COOH 1 mol de NaOH

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaOH)

nNaOH= 0,60 0,0309 = 1,85410–2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (CH3COOH)

nCH3COOH = 1,85410–2

MOLARIDAD de la sustancia problema (CH3COOH)

2

d

n 1,854 10 molesM 0,74M

V 0,025L

SOLUCIÓN: La concentración de ácido acético en el vinagre es 0,74 M

EJERCICIOS RESUELTOS

Se valoraron 36 mL de una disolución de KOH con 10 mL de ácido sulfúrico del 98 % en peso y densidad 1,8 g/mL. ¿Qué concentración, expresada en M, tenía la disolución de hidróxido?

Se ajusta la reacción de neutralización y se halla la concentración de KOH con factores de conversión:

REACCIÓN: H2SO4 + KOH Na2SO4 + H2O

REACCIÓN AJUSTADA: H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O

DATOS 10mL, 98%, 1,8g/mL 36mL

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (H2SO4)

H2SO4: 1 S = 32

4 O = 4·16 P.m. H2SO4 = 98 1 mol H2SO4 = 98g 2 H = 2·1

2 4 2 42 4 H SO H SO

gm( ) V 1,8 10mL 18g

mLH SO

2 4

2 4

2 4

H SO

H SO 2 4

H SO

m 18n 0,184 moles de

P.m.SO

8H

9

CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN de la sustancia conocida (H2SO4)

2 4

2 4

H SO

2 4

H SO

n 0,184 moles18,4 M

V 0,01 LS

0H O

CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN de la sustancia problema (KOH)

a aa

a a b ba b bb b

n M V 2 18,4M 10mLn M V n M V M 10,22M

n V 1 36mL

SOLUCIÓN: La concentración de la disolución de KOH es 10,22 M

H2SO4 + KOH Va = 10mL Vb = 36mL

Ma = 18,4 Mb = x

na = n(H3O+) = 2 nb = n(OH–) = 1



10

En la tabla siguiente se dan algunos de los indicadores ácido-base más habituales. Razona cuál de esos indicadores se escogería para:

a) La valoración de un ácido débil con una base fuerte, cuyo punto de equivalencia tiene un pH igual a 10.

b) La valoración de una base débil con un ácido fuerte, cuyo punto de equivalencia tiene un pH igual a 5.

INDICADOR INTERVALO DE VIRAJE (pH) CAMBIO DE COLOR (de menor a mayor pH)

Naranja de metilo 3,1 a 4,6 De rojo a amarillo-naranja

Rojo de metilo 3,8 a 5,4 De rojo a amarillo

Azul de bromotimol 6,0 a 7,6 De amarillo a azul

Fenolftaleína 8,0 a 9,8 De incoloro a rojo

Timolftaleína 9,4 a 10,6 De incoloro a azul

El indicador más adecuado en una valoración ácido-base es aquel cuyo cambio de color se produce en las inmediaciones del punto de equivalencia. Por tanto, de los indicadores dados, deberíamos escoger:

a) Para la valoración del ácido débil con la base fuerte, el indicador adecuado sería la timolftaleína pues su intervalo de viraje es de 9,4 a 10,6.

b) Para la valoración de la base débil con un ácido fuerte, el indicador adecuado el rojo de metilo pues su intervalo de viraje es de 3,8 a 5,4.

Considera la valoración de amoniaco con HCl:

a) ¿Qué especies están presentes en el punto de equivalencia?

b) En el punto de equivalencia, ¿la disolución es ácida, básica o neutra?

a) La ecuación de la reacción entre el amoniaco y el HCl es:

HCl + NH3 NH4Cl

La sal estará completamente disociada: NH4Cl NH4+ + Cl—

En el punto de equivalencia, tendremos, pues, iones cloruro e iones amonio, formados en la reacción, prácticamente irreversible, entre el HCl y el NH3.

Como el HCl es un ácido fuerte, su base conjugada, el ion Cl—, es una base muy débil y no sufre hidrólisis.

Sin embargo, el ion amonio, por ser el ácido conjugado de una base débil, sí sufre hidrólisis:

NH4+ + H2O NH3 + H3O+

Dado que la Ka del NH4+ es muy pequeña, el equilibrio anterior está muy desplazado hacia la izquierda, de

modo que las concentraciones de NH3 y H3O+ serán muy inferiores a las de Cl— y NH4+.

Naturalmente, existirá una gran cantidad de H2O, utilizada como disolvente, así como una concentración pequeñísima de iones hidróxido, OH—, procedentes de la autodisociación del agua:

2 H2O H3O+ + OH—

b) La disolución será ácida debido a la hidrólisis del ion amonio, que es un ácido débil. Observamos que los únicos iones OH— son los procedentes de la disociación del agua. En el caso de los iones hidronio, además de los procedentes de la disociación del agua (en número igual al de iones OH—), están los que provienen de la hidrólisis del ion NH4

+, formado en la reacción de valoración. Por tanto, [H3O+] > [OH—] como corresponde a una disolución ácida.

El porcentaje de NaHCO3 en una tableta utilizada como antiácido estomacal se calculó valorando con HCl 0,10 M. Para neutralizar 0,302 g de dicha tableta se precisaron 16,5 cm3 de HCl. ¿Cuál es dicho porcentaje? Datos: Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16.

La reacción que tiene lugar durante la valoración es:

NaHCO3 + HCl NaCl + H2CO3



11

Los moles de HCl gastados en la valoración han sido:

3HCl dn HCl V (L) 0,10 0,0165 1,65 10 moles de HCl

Puesto que en esta valoración la reacción ocurre mol a mol, la tableta debía contener 1,65·10—3 moles de NaHCO3

La masa molecular de NaHCO3 es: 1·23 + 1·1 + 1·12 + 3·16 = 84

La masa de NaHCO3 en la tableta es:

3 3 3NaHCO NaHCO NaHCO 33m n Pm 1,65 10 84 0,1386g de NaHCO Esto es:

El porcentaje de NaHCO3 en la tableta resulta:

3NaHC

t

O

3

ableta

0,1386gPorcentaje NaHCOde 100 45,9%

0,302g

En un matraz ponemos 25 mL de una determinada disolución de ácido clorhídrico. La siguiente figura muestra cómo cambia el pH al ir añadiendo una disolución 0,05M de NaOH

a) ¿Cuál era la concentración de la disolución de HCl?

b) ¿Cuál de los tres indicadores es el mejor para valorar el HCl con NaOH?

c) ¿Cuántos moles de NaOH se deben gastar para valorar los 25 ml de la disolución de HCl dada?

a) En la figura podemos ver que el punto de equivalencia, en el que se produce el cambio brusco de pH, se alcanza cuando se han añadido 50mL de la disolución 0,05M de NaOH. Como la reacción de neutralización nos indica que se precisa un mol de base para valorar a un mol de ácido:

HCl + NaOH NaCl + H2O Por tanto:

Nº moles de ácido = Nº moles de base Nº moles de base = VbaseMbase

Nº moles de ácido = VácidoMácido

VbaseMbase = VácidoMácido

50ml 0,05M = 25ml Mácido

Mácido = 0,10M

b) Un indicador adecuado es el azul de bromotimol, ya que cambia de color en las inmediaciones del punto de equivalencia.

c) Nº moles de base = VbaseMbase = 50mL0,05M = 0,050L0,05moles/L=2,510–3moles

Determina el volumen de ácido clorhídrico de densidad 1,2 g/cm3 y del 40 % de riqueza que se precisa para preparar medio litro de disolución 0,1 M del citado ácido. A continuación se toman 150 cm3 de disolución y se valoran con una disolución 0,2 M de hidróxido de sodio, de la que se emplean 77 cm3. Determina la verdadera molaridad del ácido.

La masa molecular del HCl es 36,50 g/mol. A partir de la definición de molaridad podemos calcular la masa de HCl que se requiere para obtener la disolución del ácido, supuesta una riqueza del 100 %.

d

d d

m(g) P.m.nM m(g) M V (L) P.m. 0,1 0,5 36,5 1,825g

V (L) V (L)

Como la riqueza del ácido comercial es del 40 %, la masa de ácido comercial será:

100x 1,825g 4,560 g de ácido comercial

40



12

Como en los líquidos es más fácil medir volúmenes que masas, tenemos:

3

3

m m 4,56gV 3,8cm

V 1,2g cm

Tomaremos 3,8 cm3 de la botella de ácido comercial

La reacción de valoración del ácido clorhídrico con hidróxido sódico transcurre mol a mol:

HCl + NaOH NaCl + H2O

por lo que en el punto de equivalencia se cumple que:

nº de moles de base = nº de moles de ácido:

bb

a a b b a ba b a b aa

M V 0,2M 77mLn M V n M V M V M V M 0,103M

V 150mL

v m

Para valorar 22,65 mL de ácido clorhídrico se utilizó una disolución que contenía 0,1223 g de carbonato de sodio de una pureza del 99,95 %. ¿Cuál es la molaridad de la disolución del ácido? Dato: Masa molecular del carbonato de sodio = 105,98.

La reacción de neutralización completa es:

Na2CO3 + 2HCl 2 NaCl + + H2O + CO2

La cantidad de carbonato puro que hay en la muestra es:

2 3 muestraNa CO

99,95 99,95m m 0,1223g 0,1222g

100 100

El número de moles de carbonato que reaccionan es:

2 3

2 3 2 3

2 3

Na CO

Na CO Na CO

Na C

3

O

m(g) 0,1222n 1,153 10 moles

Pm 105,98

La ecuación nos indica que reaccionan 2 moles de ácido por cada mol de carbonato. Por tanto la cantidad de ácido clorhídrico presente en la disolución es:

nº moles de ácido = 2 · nº moles de carbonato = 2 · 1,153·10—3 moles = 2,306·10—3 moles

La molaridad de la disolución es:

3

HCl

d HCl

n 2,306 10M 0,1018M

V (L) 0,02265

CONTESTA Y REPASA

Una muestra de ácido benzoico de masa 1,847 g, se neutraliza exactamente con 20mL de una disolución de hidróxido de sodio. ¿Cuál es la molaridad de esta última? Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

Para valorar el ácido acético de una muestra de 10,13g de vinagre se necesitaron 67,43mL de una disolución de hidróxido de sodio 0,103M. Determina la riqueza de la muestra en ácido acético.

Se valoran 30 mL de ácido acético 0,10M con NaOH.

a) ¿Cuál es el pH de la disolución de ácido acético antes de la valoración? b) ¿Cuántos moles de NaOH reaccionarán con el ácido acético?

Dato: Ka (acético) = 1,810–5.



13

Se determina el contenido de ácido acetilsalicílico (C8H7O2–COOH) en una aspirina (650 mg) mediante una valoración con NaOH 0,2 M.

a) Calcule la masa de NaOH que debe pesarse para preparar 250 mL de disolución.

b) Escriba la reacción de neutralización.

c) Si se requieren 12,5 mL de disolución de NaOH para alcanzar el punto de equivalencia, determine el porcentaje en masa de ácido acetilsalicílico en la aspirina.

d) Determine el pH cuando se disuelve una aspirina en 250 mL de agua.

Datos. Ka (ácido acetilsalicílico) = 2,64·10–5.

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16 y Na = 23.

(PAU Comunidad de Madrid. Septiembre 2013)

16.- SOLUBILIDAD Y pH

ESTUDIA / APRENDE

El repaso de los conceptos: disolución saturada, solubilidad y producto de solubilidad.

La resolución de problemas utilizando estos conceptos

La influencia en la solubilidad del ion común.

La influencia del pH en la solubilidad.

La resolución de ejercicios.

En el apartado 5 del tema “Repaso de Conceptos” (unidad didáctica 0) hicimos una aproximación al concepto de solubilidad y estudiamos las curvas de solubilidad. Enganchando con ese apartado nos acercamos en el apartado 6 del tema “El Equilibrio Químico” (unidad didáctica 6) a las reacciones de precipitación y al concepto y valor del producto de solubilidad. Ahora veremos cómo afecta el pH a la solubilidad.

Hagamos antes un pequeño repaso. Vimos cómo las reacciones de precipitación son un tipo común de reacciones en disolución acuosa que se caracterizan por la formación de un producto insoluble o precipitado. Un precipitado es un sólido insoluble que se separa de la disolución.

Así por ejemplo en la reacción entre una disolución de nitrato de plomo(II) y otra de yoduro de potasio observamos la aparición de un precipitado amarillo que corresponde a la formación de yoduro de plomo(II), sal insoluble en agua.

(𝑁𝑂3)2 (𝑎𝑐) + 2𝐾𝐼 (𝑎𝑐) 𝑃𝑏𝐼2(𝑠) + 2 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑐)

RECUERDA

Se llama disolución SATURADA a aquella que no admite más cantidad de soluto.

Antes de alcanzar ese límite, se dice que tenemos una disolución no-saturada.

Si calculamos la concentración de la disolución saturada de una cierta sustancia a una temperatura

determinada, encontramos siempre el mismo valor. Dicha concentración recibe el nombre de SOLUBILIDAD.

SOLUBILIDAD de una sustancia en un determinado disolvente es la CONCENTRACIÓN de su disolución

SATURADA.

Para predecir la formación de un precipitado hay que tener en cuenta por tanto la solubilidad del soluto.

El PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (Kps) es la constante de equilibrio para el proceso de disociación de un sólido insoluble que se disocia en iones. Como la concentración del sólido precipitado no varía no se incluye en la constante y esta se expresa solo como el producto de las concentraciones de los iones elevadas a sus coeficientes estequiométricos (siguiendo la ley de acción de masas).

Así por ejemplo en el cloruro de plata se produce el equilibrio:

𝐴𝑔𝐶𝑙 (𝑠) ⇌ 𝐴𝑔+(𝑎𝑐) + 𝐶𝑙— (𝑎𝑐) 𝐾𝑝𝑠 = [𝐴𝑔+]·[𝐶𝑙—]

Las sales solubles presentan valores de Kps grandes, por lo que no se consideran, por la misma razón que no se consideran los valores de Ka de los ácidos fuertes.



14

Podemos saber si una disolución está saturada o no conociendo el valor del cociente de reacción frente a Kps.

Disolución no saturada (sin precipitación) Qps < Kps

Disolución saturada (sin precipitación) Qps = Kps

Disolución sobresaturada (existe precipitación) Qps > Kps

Podemos expresar la solubilidad en tanto por ciento en peso, en g/L o en molaridad. A esta última expresión la llamamos también solubilidad molar.

• Solubilidad (g/L): Gramos de soluto disueltos en 1 L de disolución saturada

• Solubilidad molar (mol/L): Moles de soluto disueltos en 1 L de disolución saturada

El producto de solubilidad y la solubilidad son cantidades que están relacionadas, y conociendo una podemos conocer la otra. Conviene tener siempre en cuenta los siguientes puntos:

RESUMEN IMPORTANTE

1. La solubilidad es la cantidad de sustancia que se disuelve en una cantidad determinada de agua para producir una disolución saturada y se puede expresar en % en peso, en g/L o mol/L.

2. El producto de solubilidad es una constante de equilibrio y tiene las propiedades de esta.

3. La solubilidad y el producto de solubilidad se refieren siempre a una disolución saturada.

4. Factores como la temperatura y la presión influyen en este equilibrio, cambiando así la solubilidad.


Calcular las concentraciones de los iones Ag+ y CrO42– en una disolución saturada de cromato de

plata, sabiendo que su producto de solubilidad es 1,9·10—12.

El equilibrio de solubilidad del cromato de plata es:

Ag2CrO4 (s) 2Ag+ (ac) + CrO42– (ac)

Al estar saturada la concentración del ion plata será dos veces el valor de la solubilidad (concentración de la disolución saturada) y la concentración del ion cromato coincidirá con el valor de la solubilidad:

121

2 22— 3ps 42—

4

3ps

2—

2 53

5 4

45

AgK Ag CrO 2

2S

S

1,9 101,9 10 S 7,8 10

4

2 7,8 10 1,56 10

7,8 1

S · S 4SCrO

K 4S

Ag

CrO 0

Sabiendo que el producto de solubilidad del AgCl es 1,7 10—10 a 25 0C, indica si se formará o no precipitado al añadir a un litro de disolución 0,1 M de AgNO3, otro litro de disolución 0,1 M de HCl.

Si el producto de las concentraciones de los iones en disolución es superior al producto de solubilidad precipitará, en otro caso no.

El nitrato de plata es una sal soluble y el ácido clorhídrico un ácido fuerte, ambos completamente disociados:

—

Ag—3 3

d

— — Cl2 3

d

n 0,1AgNO s Ag ac NO ac Ag 0,05M

V 1L 1L

n 0,1HCl H O Cl ac H O ac Cl 0,05M

V 1L 1L



15

2— 4

ps

10ps

ps ps

Q Ag Cl 0,05 2,5 10

K 1,7 10

Q K Existe precipitación.

La solubilidad del CaBr2 en agua es 2,0 · 10—4 mol/L a 25 0C. Calcula su producto de solubilidad, a dicha temperatura.

El equilibrio de solubilidad del bromuro de calcio es:

CaBr2 (s) Ca2+ (ac) + 2Br— (ac)

Kps = [Ca2+]·[Br—]2 Kps = S·(2S)2 = 4S3 = 4·(2,0 · 10—4)3 = 3,2 · 10—11

EFECTO DEL ION COMÚN EN LA SOLUBILIDAD

Hay que tener en cuenta que cuando añadimos un ion común estamos modificando la concentración de uno de los iones de la expresión de equilibrio, con lo que el proceso, de acuerdo al principio de Le Chatelier, se desplazará hacia la izquierda, es decir, precipitará una fracción mayor del compuesto insoluble. Por tanto, el efecto del ion común hace que disminuya la solubilidad de la sal en disolución.

EJEMPLO

Sabiendo que para el AgCl, Kps=1,7 10—10, a 25 0C, calcula la solubilidad de dicha sal: a) en agua pura; b) cuando se añade NaCl hasta que su concentración sea 0,1 M

a) El equilibrio de solubilidad del cloruro de plata es:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac) Kps = [Ag+]·[Cl—] = 1,7 10—10

El valor de la concentración de la disolución saturada es la solubilidad. En ese instante todo el cloruro de plata estará disuelto:

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac)

Concentración inicial S – –

Concentración equilibrio – S S

— 2 —10

—10 —5

Ag · Cl S · S S = 1,7 10

1,7 10 1S 1,3 0

b) Si se añade cloruro de sodio, sal soluble que se encuentra totalmente disociada la concentración de cloruro en disolución será 0,1 M.

AgCl (s) Ag+ (ac) + Cl— (ac)

Concentración inicial S – 0,1

Concentración equilibrio – S 0,1 + S

—

— —10

—10—9

Ag · Cl S · 0,1 S

Al ser 0,1>>S podemos aproximar 0,1+S 0,1

Ag · Cl S · 0,1 =

S

1,7 10

1,7 101,7 10

0,1

En efecto el valor de S es despreciable frente a 0,1.



16

EFECTO DEL pH EN LA SOLUBILIDAD

De forma similar, la solubilidad de muchas sustancias depende del pH de la disolución.

Si al disolverse parcialmente una sustancia poco soluble origina iones H3O+ o OH— al variar la acidez del medio también cambiará la solubilidad de la sustancia. Los casos más importantes son la solubilidad de hidróxidos y la de sales que se hidrolizan.

Por ejemplo, es el caso de los hidróxidos alcalinotérreos que son parcialmente solubles, como el Mg(OH)2.

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (ac) + 2 OH– (ac); Kps[Mg(OH)2] = [Mg2+]·[OH–]2 = 1.8 ·10−11

Al añadir iones hidroxilos (aumento de pH) el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad (en este caso sería equivalente al efecto del ion común). Si añadimos protones (disminución de pH), disminuye la concentración de hidroxilos y el equilibrio se desplaza hacia la derecha, aumentando la solubilidad.

EJEMPLOS

El hidróxido de magnesio es un compuesto poco soluble en agua. Razona lo que ocurrirá si disminuye el pH del medio.

El equilibrio de hidróxido de magnesio es:

Mg(OH)2 (s) ⇌ Mg2+ (ac) + 2 OH– (ac);

Si disminuye el pH del medio es que aumenta la concentración de iones hidronio u oxonio que reaccionarán con los iones hidróxido disminuyendo su concentración y haciendo que el equilibrio se desplace hacia los productos, disolviendo el precipitado y aumentando la solubilidad.

Veamos también el ejemplo del Cu(OH)2. El hidróxido de cobre(II) es un compuesto poco soluble en agua. Razona lo que ocurrirá al variar el pH del medio.

El equilibrio de hidróxido de cobre(II) es:

Cu(OH)2 (s) ⇌ Cu2+ (ac) + 2OH– (ac); Kps[Cu(OH)2] = [Cu2+]·[OH–]2 = 2,2 ·10−20

Esto significa que el ion Cu2+ precipitará como hidróxido al encontrarse en un medio abundante en iones OH— provenientes de la autoprotólisis del agua.

Sin embargo, la ley de Le Chatelier nos dice que si disminuye la concentración de alguno de los productos, el equilibrio de desplazará hacia la derecha. En este caso particular, la adición de H3O+ al medio elimina los iones OH—, formando agua, lo que provocará un aumento de la concentración de Cu2+(ac) en la disolución.

El hidróxido de hierro(III) es un compuesto poco soluble en agua.

a) ¿Qué sucede con su solubilidad al añadir disolución de una sustancia básica, por ejemplo NaOH, sólido o disuelto?

b) ¿Y qué sucederá al añadir una sustancia ácida, por ejemplo disolución de HCl?

Al añadir Fe(OH)3(s) a agua se establece el equilibrio:

Fe(OH)3(s) ↔ Fe3+(aq) + 3 OH-(aq).

a) Al añadir una disolución de NaOH aumenta la [OH—], con lo que, de acuerdo también con el principio de Le Chatelier, el equilibrio de solubilidad del Fe(OH)3 se desplaza a la izquierda, y disminuye su solubilidad.

b) Al añadir una disolución de HCl aumenta la [H3O+] y disminuye la [OH—], con lo que, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio de solubilidad del Fe(OH)3 se desplaza a la derecha, y aumenta su solubilidad.



17


Se dispone de una disolución acuosa saturada de Fe(OH)3, con Kps=2.79·10−39. a) Escribe la expresión del producto de solubilidad para este compuesto; b) Calcula la solubilidad (molar y en g/L) del compuesto a partir del producto de solubilidad; c) Determina la solubilidad (molar y en g/L) del hidróxido de hierro(III) a pH 4 y pH 10. Dato: Pm Fe(OH)3 = 106,87

a) El equilibrio a considerar es, por tanto:

Fe(OH)3 (s) ⇌ Fe3+ (ac) + 3OH– (ac);

La expresión del producto de solubilidad sería entonces:

Kps[Fe(OH)3] = [Fe3+]·[OH–]3 = 2,79 ·10−39

b) Dado que [Fe3+] = S (siendo S la solubilidad molar) y [OH—] = 3S (al generarse 3 moles), sustituyendo en el producto de solubilidad, obtendremos:

3 33 – 4 39

p

104

10 10 8

s 3

39

S 1,0 10 M27

moles 106,87g gS 1,0 10 M 1,0 10 1,1 10

L 1m

K Fe OH Fe · OH S 3S 27S 2,79 ·10

2,79 10

ol L

·

c)

pH 14

p333 –

ps 3

ps 3

3

H 14

pH 14

K Fe OH

pH 14 pOH 14 log OH

log OH pH 14

OH 10 M

Fe · OH S

K Fe O

10

10

HS M

A pH 4:

A pH 10:

39 39 39ps 3 9

3 3 3

9

39ps

3010pH 14 4 14

7

pH 14 10 1

3

34

K Fe OH 2,79 10 2,79 10 2,79 10S(M) M 2,79

101010 10

moles 106,87g g3,0 10

L 1m

10 M

gS 2,79 10

L

K F

ol L

10 1

e OH 2,79 1

0

0S(M) M

39 3927

3 3 124

7 252

2,79 10 2,79 102,79 10 M

gS 2,79 10

1010

moles 106,87g g3,0 10

L 1mL ol L

Queda patente la fuerte influencia del pH en los procesos de disociación donde intervienen grupos OH—. La diferencia de solubilidad entre pH 4 y 10 decrece en un factor de 1018



18

Una muestra de agua de mar contiene, entre otros cationes, una concentración 0,050 M en Mg2+(ac) y 0,01 M en Ca2+(ac). Establece cuándo comenzará a precipitar cada uno de esos cationes al añadir NaOH, y la concentración de OH— al comenzar la precipitación, suponiendo que no hay variación de volumen al añadir la base.

Datos: Kps[Mg(OH)2] = 1.8 ·10−11; Kps[Ca(OH)2] = 8.0·10−6,

Una sal empezará a precipitar cuando se rebase su solubilidad a una temperatura dada, siendo Qps > Kps

211 2

ps2 2

11ps 5

22

Mg OH K Mg OH 1,8 10 Mg · OH

K 1,8 10OH 1,9 10 M

5 10Mg

Por tanto, el Mg(OH)2 empezará a precipitar cuando [OH−] > 1.9 ·10−5M

26 2

ps2 2

6ps 2

22

OH K OH 8,0 ·10 · OH

K 8,0 10O

Ca Ca Ca

CH 2,8 10 M

1 ·a 10

Por tanto, el Ca(OH)2 empezará a precipitar cuando [OH−] > 2.8 ×10−2M

El orden de precipitación será, por tanto: 1) Mg(OH)2 y 2) Ca(OH)2

EJERCICIO RESUELTO DE SELECTIVIDAD

Una disolución saturada de hidróxido de calcio presenta una solubilidad de 0,96 g·L–1. a) Formula el equilibrio de solubilidad, indicando el estado de cada especie. b) Calcula el producto de solubilidad del hidróxido de calcio. c) Calcula el pH de la disolución. d) ¿Cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de calcio un aumento de pH? DATOS: Ar (H) = 1,0 u; Ar (O) = 16,0 u; Ar (Ca) = 40,1 u (PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020)

a) El equilibrio de solubilidad con el estado de cada especie es: Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

b) La expresión del producto de solubilidad del hidróxido de calcio es:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2

Si llamamos S a la solubilidad de la sal la disociación sería:

Ca(OH)2 (s) ⇆ Ca2+ (aq) + 2 OH– (aq)

Concentración inicial S – –

Concentración equilibrio – S 2S

Por tanto:

Kps = [Ca2+]·[OH–]2 = S · (2 · S)2 = 4 S3

Para dar el producto de solubilidad en unidades de molaridad convertimos los g/L de la solubilidad en moles/L.

1 mol Ca(OH)2 = 1·40,1 + 2·16,0 + 2·1,0 = 74,1

2g g 1mol0,96 0,96 1,3 10 M

L L 74,1g

Sustituyendo valores en la expresión y operando se tiene el valor del producto de solubilidad de la base:

33 2 6 3

ps 4 1,3 10 M 8,8K 10 M4 S



19

c) La concentración de iones hidróxidos en la disolución es:

– 2g g 1mol2S 2 0,96 2 0,96 2,6 10 M

L L 74,1OH

g

Por tanto para calcular el pH:

14

13W3 2

K 10pH log H O log log log 3,85 10 12,41

2,6 10OH

d) Aumentar el pH de la disolución significa que se incrementa la concentración de iones OH– por la adición, a la disolución, de una base. Ello provoca que el equilibrio, para mantener constante el producto de solubilidad, tenga que disminuir la concentración de iones Ca2+, consiguiéndolo al hacer que se desplace hacia la izquierda, provocando una disminución de la solubilidad de la base.

CONTESTA Y REPASA

Conociendo el producto de solubilidad del hidróxido de cinc: 2,2 · 10–17, calcula:

a) La solubilidad en g/L del mencionado hidróxido.

b) El pH de una disolución saturada del mismo.

Dato: P.m. Zn(OH)2 = 99,4

Cuando a una disolución acuosa de cloruro de magnesio se le añade otra de hidróxido sódico, se forma un precipitado blanco. A continuación si se adiciona una disolución de ácido clorhídrico, el precipitado se disuelve. Explica estos hechos escribiendo las reacciones correspondientes a ambos procesos.

Se prepara una disolución saturada de hidróxido de bario en agua a 25 0C, alcanzándose un valor de pH = 11.

a) Formule el equilibrio de solubilidad de la sal, indicando el estado de cada especie, y determine su solubilidad en g/L.

b) Calcule Ks.

c) Obtenga la masa máxima, en g, de hidróxido de bario que se puede disolver en 2 L de agua. Justifíque cómo afecta a la solubilidad del hidróxido de bario una disminución del pH de la disolución.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Ba = 137,3.

(PAU Comunidad de Madrid. Julio 2020. Coincidentes)

El producto de solubilidad del hidróxido de hierro (III) a 25 0C es Ks = 2,8·10−39.

a) Calcule la solubilidad de este hidróxido, en g· L−1.

b) ¿Cuál será el pH de una disolución saturada de esta sal?

c) Calcule qué volumen de ácido clorhídrico comercial (densidad 1,13 g·cm–3, riqueza 36% en masa) es necesario para neutralizar una disolución saturada formada a partir de 10,7 g de hidróxido de hierro (III).

Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16,0; H = 1,0; Cl = 35,5.

(PAU Comunidad de Madrid. 2014. Modelo)



20

17.- ÁCIDOS Y BASES MÁS IMPORTANTES: PROPIEDADES Y OBTENCIÓN

ESTUDIA / APRENDE

Las principales propiedades y los métodos de obtención del ácido sulfúrico, del ácido

nítrico, del ácido clorhídrico y del amoniaco.

ÁCIDO SULFÚRICO (H2SO4)

El ácido sulfúrico es un ácido fuerte. Su base conjugada (HSO4–) es, por tanto, una base débil.

Es el ácido más empleado por la industria química.

Es un líquido viscoso, incoloro que se puede mezclar con el agua en todas las proporciones.

Reacciona con las bases con producción de sulfatos (reacción de neutralización). Un ejemplo es la reacción con amoniaco con formación de sulfato de amonio, muy empleado como fertilizante.

Reacciona con algunos metales, como el hierro o el magnesio y produce hidrógeno:

Fe(s) + H2SO4(aq) FeSO4 + H2(g).

En la actualidad el ácido sulfúrico se obtiene de una forma relativamente barata mediante un proceso industrial denominado método de contacto. Se trata de una síntesis que consta de varias etapas:

1- Obtención de SO2 a partir de azufre natural a 1000ºC:

S(l) + O2(g) SO2(g)

2- Oxidación de SO2 a SO3:

Es una reacción muy lenta en condiciones ambientales por lo que se lleva a cabo a 400ºC y en presencia de un catalizador:

2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)

3- Absorción de SO3 sobre H2SO4 previamente preparado y posterior dilución con agua:

SO3(g) + H2SO4(aq) H2S2O7(l)

H2S2O7(l) + H2O(l) 2H2SO4(l)

Por lo que la reacción global de este último paso es:

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

ÁCIDO NÍTRICO (HNO3)

El ácido nítrico, después del ácido sulfúrico y del ácido fosfórico, es el tercer ácido más empleado por la industria química.

Es un ácido fuerte. Su base conjugada (NO3–) es, por tanto, una base débil.

Es líquido a temperatura ordinaria e incoloro.

En la actualidad, todo el ácido nítrico se obtiene mediante el proceso Ostwald, que consta de tres etapas:

1- Oxidación del amoniaco en presencia de un catalizador a altas temperaturas:

4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g)

2- Oxidación del NO producido a NO2 (g):

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

3- Reacción del NO2 con agua:

3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(aq) + NO(g)



21

ÁCIDO CLORHÍDRICO (HCl(d))

El ácido clorhídrico es la disolución acuosa del cloruro de hidrógeno.

El cloruro de hidrógeno es un gas incoloro e irritante que actúa como ácido fuerte. En el comercio se vende en disoluciones acuosas con el nombre de salfumán.

Después del ácido sulfúrico es el ácido más importante.

Se obtiene mediante la reacción entre el ácido sulfúrico y el cloruro de sodio:

2NaCl + H2SO4 Na2SO4 + 2HCl.

La reacción con amoniaco produce una nube blanca y densa de partículas sólidas de cloruro amónico:

HCl + NH3 NH4Cl

AMONIACO (NH3)

A la temperatura ordinaria el amoniaco es un gas (aunque fácilmente licuable por descenso moderado de la temperatura o aumento de la presión). Es incoloro y tiene un olor picante característico. Es muy soluble en agua.

En disolución acuosa esta sustancia es una base débil, ya que en la misma el amoniaco se encuentra parcialmente ionizado (las disoluciones acuosas de NH3 son básicas pH > 7):

Este comportamiento básico hace que reaccione con los ácidos con formación de sales amónicas (ácido + base = sal + agua).

Muchas de estas sales se utilizan como abonos. Un ejemplo es el sulfato de amonio:

2 NH3 + H2SO4 (NH4)2SO4

El método más importante para la obtención de amoniaco fue desarrollado en Alemania a principios del siglo XX; es el método de Haber-Bosch.

La reacción global final del mismo es:

N2 + 3H2 2NH3

Reacción que, al ser reversible y exotérmica, hay que lograr que se desplace lo máximo posible a la derecha, es decir, a la obtención de amoniaco. Para ello, y según el principio de Le Châtelier, es necesario realizarla a una presión muy elevada. Además se necesita un catalizador adecuado y una temperatura entre 400 y 500ºC.

Para conseguir llegar a ella se necesita obtener N2 y H2.

El N2 es nitrógeno del aire (fuente que es evidentemente inagotable), y para la obtención de H2 se realizan una serie de reacciones a partir del propio N2 atmosférico, del carbón de coque (C) y vapor de agua (fuentes también prácticamente inagotables):

4 N2 + O2 + 2 C 2 CO + 4 N2

C + H2O CO + H2

CO + H2O CO2 + H2

LA LLUVIA ÁCIDA

Formación de la lluvia ácida

En muchos lugares, el pH de la lluvia es bastante ácido debido a la presencia de ácido sulfúrico y ácido nítrico, entre muchas otras sustancias de carácter ácido.

El ácido sulfúrico presente en el aire contaminado procede, en gran parte, del azufre que contiene el carbón utilizado en las centrales térmicas. Algunos carbones llegan a contener hasta un 4% de azufre, principalmente en forma del mineral pirita, FeS2. Durante la combustión del carbón, el azufre se transforma en SO2:

4 FeS2(s) + 11 O2(g) 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)



22

También se producen cantidades apreciables de SO2 en algunos procesos metalúrgicos que utilizan menas de sulfuros metálicos, como ocurre en la metalurgia del níquel:

2 NiS (s) + 3 O2 (g) 2 NiO (s) + 2 SO2 (g)

El SO2 formado en estas combustiones se transforma, con el oxígeno del aire, en SO3. Este último reacciona con el agua atmosférica formando pequeñas gotas de ácido sulfúrico, que los vientos pueden transportar hasta 1500 km de distancia.

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) SO3(g)

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (l)

Por su parte, los óxidos de nitrógeno (NO y NO2), formados a partir del N2 y O2 del aire, durante los procesos de combustión, se disuelven en el agua dando ácido nítrico, HNO3, que contribuye también a la lluvia ácida.

2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)

3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(aq) + NO(g)

Los efectos de la lluvia ácida

La lluvia ácida tiene su origen, principalmente, por las actividades del ser humano; altera la calidad del aire, del agua y del suelo donde se deposita y modifica, en ocasiones muy sensiblemente, los ecosistemas en los que se localiza.

Incluso en ausencia completa de contaminación, el agua de lluvia es ligeramente ácida debido a la presencia de ácido carbónico, un ácido débil formado por disolución del CO2 atmosférico:

CO2 + H2O H2C03

H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3

= + H3O+

Debido a esto el agua de lluvia ha sido siempre ligeramente ácida. De hecho, hace unos doscientos años atrás, la lluvia tenía un pH entre 6 y 7. Pero hoy día, en muchas zonas el agua de lluvia tiene un pH entre 4 y 4,5. En ciudades muy contaminadas se ha llegado a medir un pH de lluvia de 2,5.

De los varios efectos nocivos atribuidos a la lluvia ácida, podemos mencionar los siguientes:

La alteración química del suelo:

Los efectos de la lluvia ácida son especialmente dañinos en zonas donde la roca base es poco básica, como por ejemplo el granito. Parece ser que el principal daño causado por la lluvia ácida se debe a los cationes metálicos tóxicos que los iones H3O+ «disuelven» del suelo. Por ejemplo, los iones hidronio presentes en la lluvia ácida pueden reaccionar con compuestos insolubles de aluminio en el suelo, formándose iones Al3+, que al ser solubles en agua son absorbidos por las raíces de los árboles y las plantas, donde pueden ejercer un efecto letal.

Al(OH)3 (s) + 3 H3O+ (aq) Al3+ (aq) + 6 H2O(l)

Lo mismo ocurre con iones cadmio, cinc, plomo o magnesio.

La acción directa sobre la vegetación:

Las gotas ácidas de las nubes bajas, sobre todo en parajes de elevada altitud, actúan directamente sobre las plantas. El ecosistema forestal es, con diferencia, el más atacado por la lluvia ácida.

La alteración de edificios, esculturas…:

El ácido sulfúrico ataca a materiales de construcción, tales como la piedra caliza o el mármol, formados por carbonato de calcio:

CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)

El sulfato de calcio formado es suficientemente soluble y, poco a poco, va desapareciendo, arrastrado por el agua de lluvia que lo disuelve. Este proceso es responsable del deterioro de las ruinas griegas en la Acrópolis de Atenas. Estas estructuras han sufrido más daño en el siglo XX que en los dos mil años anteriores.

El deterioro de la salud:

Se irritan mucosas conjuntivas y respiratorias, haciendo más frecuentes e intensos los episodios de asma.



23

EJERCICIO RESUELTO

El pH del agua de lluvia es ligeramente ácido, incluso cuando el aire está completamente limpio, exento de ácidos sulfúrico y nítrico. La acidez natural del agua de lluvia tiene su origen en el CO2. Escribe las ecuaciones químicas de los procesos responsables de esa acidez natural del agua de lluvia.

El CO2 reacciona con el agua formando ácido carbónico:

CO2 + H2O H2CO3

El ácido carbónico formado y disuelto en el agua de lluvia es el responsable de su acidez. Las ecuaciones de los equilibrios químicos que tienen lugar son:

H2CO3 + H2O HCO3– + H3O+

HCO3– + H2O CO3

= + H3O+

18.- MÁS EJERCICIOS RESUELTOS DE ÁCIDOS Y BASES (2ª Y 3ª PARTES DEL TEMA)

En este apartado dispones de una serie de ejercicios resueltos de lo visto hasta ahora en el tema y que te pueden servir para despejar algunas dudas. Algunos de ellos verás que son enunciados de las pruebas de acceso a la universidad.

ADICIÓN DE UN ÁCIDO FUERTE A UN ÁCIDO DÉBIL

El ácido butanoico es un ácido débil de Ka = 1,8·105. Calcula:

a) El grado de disociación de una disolución 0,02 M del ácido butanoico. b) El pH de la disolución 0,02 M. c) El pH de la disolución que resulta al añadir 0,05 moles de HCl a 250 mL de una disolución 0,02

M de ácido butanoico. Suponer que no hay variación de volumen.

(PAU. Comunidad de Madrid. 2007)

a) El equilibrio de la disociación es

CH3 (CH2)2 COOH + H2O CH3 (CH2)2 COO + H3O+

Conc.inicial 0,02 0 0

Cambios 0,02 +0,02· +0,02·

Equilibrio 0,02(1 ) 0,02· 0,02· 2 2

5a

c 0,02K 1,8 10 0,03

1 1

b) La concentración de protones es: [H3O+] = c· = 0,02·0,03 = 6·104 M

Por tanto el pH será:

pH = log [H3O+] = log 6·104 = 3,22

c) Se trata de un problema de efecto ion común en equilibrio ácido-base. Se plantea la disociación del ácido butanoico y la del clorhídrico. Como el H3O+ es un ion común y el butanoico es un ácido débil, su equilibrio de disociación estará desplazado hacia el ácido y habrá menos protones en disolución de los que habría si estuviera él solo.

a

3 2 2 3 2 32

K

2

250mL, 0,02

CH CH COOH H O CH CH COO

M

H O

2 3 H O HCl HCl

0,05mol

O



24

El número de moles de cada sustancia es:

3HBu

HCl

n HBu V(L) 0,02 0,250 5 10 moles

n 0,05moles

Como el HCl es un ácido fuerte y se disocia totalmente,

3HCl H O

n n 0,05moles

El equilibrio ácido-base tras la adición del HCl, llamando x al número de moles de butanoico que se disocian, es:

CH3 (CH2)2 COOH + H2O CH3 (CH2)2 COO + H3O+

nº de moles en el equilibrio

0,005 – x x 0,05 + x

Como conocemos Ka= 1,85 ⋅ 10–5, podemos escribir la expresión:

3

3

H O Bu

3 H O Butotal totala

HBu total HBu

total

5

n n

n nH O Bu V VK

nHBu V n

V

0,05 x x1,85 10

0,250 0,005 x

Como x es despreciable frente a las concentraciones de HBu y H3O+, se puede simplificar la expresión:

5 70,05 x1,85 10 x 4,625 10

0,250 0,005

Hallamos el pH a partir de la concentración total de protones provenientes de los dos ácidos

HCl HBu HCl HBu3 3 3TOTAL HCl HBu

TOTAL TOTAL TOTAL

7

3

n n n nH O H O H O

V V V

0,05 4,625 10 0,05mol0,2M

0,25L 0,25L

pH log H O log0,2 0,7

Como se puede ver, la concentración de protones procedentes del ácido butanoico es despreciable frente a la de protones procedentes del ácido clorhídrico. Pero esto se sabe después de haber hecho todos los cálculos y no antes, ya que en otras situaciones sí podría ser importante la aportación de la especie débil

En este caso sin embargo al añadir un ácido fuerte a un ácido débil, en esta relación de concentraciones, el pH viene determinado por la aportación de protones del ácido fuerte:

3

3

0,05H O 0,2M

0,25

pH log H O log0,2 0,7



25

Calcule el pH de una disolución 0,2 M de ácido metanoico (Ka= 1,0 ⋅ 10—4). Calcule ahora el pH y el grado de disociación del ácido fórmico cuando a 40 mL de dicha disolución se le añaden 10 mL de HNO3 0,05 M.

(PAU. La Rioja, 2005)

Inicialmente existen en la disolución algunos iones H3O+ procedentes de la disociación del agua, pero pueden despreciarse frente a los que se forman en la disociación del ácido benzoico. Este es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

HCOOH (aq) + H2O (l) HCOO– (aq) + H3O+ (aq)

Llamemos x a los moles/litro de HBz que se disocian:

HCOOH (aq) + H2O (l) HCOO– (aq) + H3O+ (aq)

Concentración Inicial 0,2M — —

Se disocian/se forman – x + x + x

Concentración Final 0,2 – x x x

Aplicando la ley del equilibrio químico:

23 4 3

a

H O HCOO x x xK 1,0 10 x 4,47 10

HCOOH 0,2 x 0,2 x

pH = –log [H3O+] = –log (4,4710–3) = –(–2,35) = 2,35

La segunda parte corresponde a una mezcla de ácido fuerte y débil, donde hay que tener en cuenta el efecto ion común en equilibrio ácido-base. Se plantea la disociación del ácido metanoico y la del clorhídrico. Al ser el H3O+ un ion común, el equilibrio del ácido metanoico está desplazado hacia la izquierda y habrá menos protones de los que había antes de añadir el ácido nítrico.

aK

2 3COOH H

O

C

H H

40mL,

OO H

0 M

O

,2

3 2 3 3 H O HNO NO

10mL,0,05

O

M

H

El número de moles de cada sustancia es:

3

3HCOOH

4HNO 3

n HCOOH V(L) 0,2 0,04 8 10 moles

n HNO V(L) 0,05 0,01 5 10 moles

Como el HNO3 es un ácido fuerte y se disocia totalmente,

3 3

4HNO H O

n n 5 10 moles

El equilibrio ácido-base tras la adición del HNO3, llamando x al número de moles de metanoico que se disocian, es:

HCOOH + H2O HCOO + H3O+

nº de moles en el equilibrio 0,008 –x x 0,0005 + x

23 4 3

a

H O HCOO x x xK 1,0 10 x 4,47 10

HCOOH 0,2 x 0,2 x

pH = –log [H3O+] = –log (4,4710–3) = –(–2,35) = 2,35



26

3

3

H O HCOO

3 H O HCOOtotal totala

HCOOH total HCOOH

total

4

n n

n nH O HCOO V VK

nHCOOH V n

V

0,0005 x x1,0 10

0,050 0,008 x

Como x es despreciable frente a las concentraciones de HCOOH y H3O+ se puede simplificar la expresión:

4 50,0005 x1,0 10 x 8,0 10

0,050 0,008

Hallamos el pH a partir de la concentración total de H3O+ provenientes de los dos ácidos:

33 3 3

3

HNOHNO H O H O

3 3 3TOTAL HNO HCOOHtotal total total

5

n n nn 0,0005 XH O H O H O

V V V 0,05L

0,0005 8 10 0,000580,0116M

0,05L 0,05

pH = –log [H3O+] = –log 0,0116 = –(–1,94) = 1,94

En este caso la concentración de protones no es tan despreciable como en ejercicios anteriores. El pH sin tener en cuenta el equilibrio del ácido metanoico sería 2, y aunque parezca una variación muy pequeña, en análisis químico sí sería significativo. El grado de disociación del ácido metanoico tras la adición de ácido nítrico será:

5

0

x 8,0 100,01

n 0,008

% 0,01 100 1%

OTROS EJERCICIOS RESUELTOS DE SELECTIVIDAD

Se disuelven 23,0 g de ácido metanoico en agua hasta obtener 10,0 L de disolución, cuyo pH es 2,52. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido metanoico.

b) Ka del ácido metanoico.

c) Kb de la especie conjugada.

d) El volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0,20 mol·L−1 necesario para neutralizar 10,0 mL de la disolución de ácido metanoico.

Datos. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid. Modelo 2021)

a) El equilibrio que se produce es:

HCOOH + H2O HCOO— + H3O+

El peso molecular de HCOOH = 1C + 2O + 2H = 12 + 32 + 2 =46

El nº de moles iniciales de ácido metanoico es:

HCOOH0

HCOOH

m 23,0gn HCOOH 0,5mol

Pm 46

0

0d

n 0,5molHCOOH 0,050M

V (L) 10,0L

Teniendo en cuenta que el valor del pH es 2,52, podemos calcular la [H3O+]

2,52 33H O 10 3,02 10 M



27

A partir de la estequiometría de la reacción construimos Ia siguiente tabla de valores:

HCOOH + H2O HCOO— + H3O+


Cambios – 0,050· +0,050· +0,050·

Concentración Final 0,050 (1–) 0,050 0,050 3

33

3,02 10H O 0,050 3,02 10 M 0,060

0,050

Si queremos expresar el grado de disociación en tanto por ciento:

(%) = 0,060 · 100 = 6,0%

b) Teniendo en cuenta la tabla de valores del apartado anterior:

2 2 63 4

a 2

H O HCOO 0,050 0,050 0,060 9 10K HCOOH 1,91 10 M

HCOOH 0,050 1 0,050 1 0,060 4,7 10

c) Para determinar el valor de Kb: 14

11Wb 4

a

K 10K 5,24 10

K 1,91 10

d) La reacción de neutralización es:

HCOOH + KOH → HCOOK + H2O

Se consume 1 mol de hidróxido de potasio por cada mol de ácido metanoico, por tanto:

HCOOH + KOH

Va = 10mL Vb = x

Ma = 0,05 Mb = 0,2

na = n(H3O+) = 1 nb = n(OH–) = 1

a aa

a a b b ba bb b

n M V 1 0,05 10mLn M V n M V V 2,5mL

n M 1 0,2

Justifique si el pH de las siguientes disoluciones acuosas es ácido, básico o neutro. Escríbalas reacciones correspondientes y realice cálculos sólo cuando lo considere necesario.

a) 100 mL de ácido acético 0,2 M + 200 mL de hidróxido de sodio 0,1 M.

b) Amoniaco.

c) 100 mL de ácido clorhídrico 0,2 M + 150 mL de hidróxido de sodio 0,2 M.

d) Hipobromito de sodio.

Datos: Ka (ácido acético) = 1,8·10–5; Ka (ácido hipobromoso) = 2,3·10–9; Kb (amoniaco) = 1,8·10-–5.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid Julio 2020)

a) Se trata de una mezcla entre un ácido débil y una base fuerte.

1º Escribimos la reacción de neutralización ajustada.

CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O

2º Establecemos la relación entre moles que hay entre el ácido y la base.

1 mol de CH3COOH reacciona con 1 mol de NaOH

3º Determinamos si hay algún reactivo en exceso.

Moles de HAc: nHAc = [HAc]·Vd(L) = 0,2·0,1 = 0,02 moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,1·0,2 = 0,02 moles



28

No hay ningún reactivo en exceso. La neutralización es completa. La sal formada se disociará en agua:

CH3COONa CH3COO– + Na+

El catión Na+ no se hidroliza.

El anión CH3COO– si producirá hidrólisis.

CH3COO– + H2O CH3COOH + OH–

Aunque la neutralización es completa el pH no será neutro debido a que el anión del ácido débil producirá hidrólisis arrancará protones al agua y liberará OH–, por lo que el pH final será básico.

b) NH3 (aq) + H2O(l) NH4+ (aq) + OH– (aq)

El amoniaco al disolverse, acepta un protón del agua, formándose el ion amonio, NH4+ y el ion hidróxido

OH– característico de las bases. pH básico.

c) Se trata de una mezcla entre un ácido fuerte y una base fuerte.


HCl + NaOH NaCl + H2O


1 mol de HCl reacciona con 1 mol de NaOH


Moles de HCl: nHCl = [HCl]·Vd(L) = 0,2·0,100=0,020moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,2·0,150=0,030moles

El NaOH está en exceso.

4º Calculamos la cantidad de sal que se produce y la cantidad de reactivo que queda en exceso.

Reaccionan 0,020 moles de HCl con 0,020 moles de NaOH y producen 0,020 moles de NaCl

La cantidad de NaOH en exceso es:

0,030 – 0,020 = 0,010 moles

Tenemos pues una disolución formada por 0,020 moles de NaCl y 0,010 moles de NaOH. Será una disolución con pH básico.

d) El hipobromito e sodio es una sal que en agua se disocia en iones:

NaBrO Na+ + BrO–;

El ion Na+ procede de una base fuerte por lo que no se hidroliza;

El BrO– procede de un ácido débil por lo que sí produce hidrólisis:

BrO– + H2O HBrO + OH–;

Por lo que el pH es básico.

Se tiene una disolución de ácido peryódico 0,10 M.

a) Calcule el pH de la disolución.

b) Determine el volumen de la disolución del enunciado necesario para preparar 250 mL de disolución de ácido peryódico 0,02 M.

c) A 200 mL de la disolución del enunciado se le añaden 125 mL de hidróxido de sodio 0,16 M. Justifique si el pH resultante es ácido, básico o neutro.

Dato. Ka (ácido peryódico) = 2,3·10–2.

(EvAU. Comunidad Madrid. Madrid Julio 2020)

a) El ácido peryódico es un ácido débil que se disocia parcialmente en agua:

HIO4 (aq) + H2O (l) IO4– (aq) + H3O+ (aq)



29

Llamemos x a los moles/litro de HIO4 que se disocian:

HIO4 (aq) + H2O (l) IO4– (aq) + H3O+ (aq)


Se disocian/se forman – x + x + x

Concentración Final 0,1 – x x x

Aplicando la ley del equilibrio químico:

23 2

a

2 2 2 2

4

3

4

3

H O x x xK 2,3 10

0,1 x 0,1 x

x 2,3 10 0,1 x x 2,3 10 x 2,3 10 0

x 0,038M

pH log H O

IO

H

logx log0,038 1

IO

,42

b) nº de moles de HIO4 necesarios para preparar 250mL de una disolución 0,02M

n = [HIO4]·Vd(L) = 0,02·0,250=0,005moles

Volumen de la disolución del enunciado (0,10M) en el que hay 0,005 moles:

4I

d

H O

4

n 0,005V (L) 0,05L 50mL

0,I 1H O

c) Se trata de una mezcla entre un ácido débil y una base fuerte.


HIO4 + NaOH IO4Na + H2O


1 mol de HIO4 reacciona con 1 mol de NaOH


Moles de HIO4: nHIO4 = [HIO4]·Vd(L) = 0,1 · 0,2 = 0,02 moles

Moles de NaOH: nNaOH = [NaOH]·Vd(L) = 0,16 · 0,125 = 0,02 moles

No hay ningún reactivo en exceso. La neutralización es completa. La sal formada se disociará en agua:

IO4Na CH3COO– + Na+

El catión Na+ no se hidroliza pues procede de una base fuerte

El anión IO4– si producirá hidrólisis pues procede de un ácido débil:

IO4– + H2O HIO4 + OH–

Aunque la neutralización es completa el pH no será neutro debido a que el anión del ácido débil producirá hidrólisis arrancará protones al agua y liberará OH–, por lo que el pH final será básico.

Ácidos y bases parte 3: indicadores. valoraciones Ácido

Documents