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2.11 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES
OBJETIVO ESPECÍFICO
Enunciar la Ley de las proporciones
Múltiples y dar ejemplos de ella.
Esta ley fue enunciada por Dalton en 1804 y dice:
Cuando un elemento se combina con otro
para dar lugar a la formación de varios compuestos,
mientras la cantidad de uno de ellos permanece
constante, la del otro varía en una proporción
de un múltiplo de la menor.
EJEMPLO:
En el CO, la relación es de 12 a 16 y en el CO2 es de 12 a 32.
Mientras que la masa de carbono permanece constante, la masa de oxígeno aumenta en una relación
sencilla de 1 y 2.
En el
Cl2O la relación es de 71 a 16
Cl2O3 la relación es de 71 a 48
Cl2O5 la relación es de 71 a 80
Cl2O7 la relación es de 71 a 112
Mientras que la masa del cloro permanece constante, la masa del oxígeno aumenta en una relación
sencilla de números enteros 1, 3, 5 y 7.
2.12 LEY DE LAS PROPORCIONES RECÍPROCAS O DE LOS PESOS
DE COMBINACIÓN.
OBJETIO ESPECÍFICO
Escribir la Ley de las proporciones
Recíprocas y dar ejemplos de ella.
Esta Ley se debe a Richter-Wenzel, quien la enunció en 1792.
Los pesos de dos elementos que reaccionan
con el mismo peso de un tercer elemento,
también pueden reaccionar entre sí.
EJEMPLO:
1.- El Hidrógeno y el sodio se combinan con el cloro en la siguiente relación:
H2 + Cl2 2HCl
2.016g 71 g
2Na + Cl2 2NaCl
46 g 71 g
38
Como el peso del Cloro es el mínimo en ambas ecuaciones, de acuerdo con la Ley de las
proporciones recíprocas, los pesos del Hidrogeno y Sodio pueden combinarse entre sí:
2Na + H2 2NaH
46g 2.016g
2. La relación en que se unen el Calcio y el Oxígeno con el Hidrógeno es:
Ca + H2 CaH2
40g 2.016g
(80g 4.032g)
O2 + 2H2 2H2O
32.0g 4.032g
Como en la ecuación de formación del agua el peso del hidrógeno es el doble que en la ecuación de
formación del hidruro de calcio, al combinarse el calcio con el oxígeno, el peso del calcio que se une al
mismo peso de oxígeno será el doble del que aparece combinado con el hidrógeno en la ecuación anterior.
2Ca + O2 2CaO
80 g 32 g
Los pesos de combinación de los elementos a los que se refiere esta ley son los pesos equivalentes.
PESO EQUIVALENTE
El peso equivalente de un elemento se define como la cantidad en gramos de una sustancia
cualquiera, capaz de combinarse o desalojar de sus combinaciones a 1.008 g de hidrógeno u 8 partes en peso
de oxígeno.
Veamos ejemplos de algunos elementos, a partir de las fórmulas de sus compuestos oxigenados o
hidrogenados y tomando en cuenta los pesos atómicos de los elementos.
HCl Con 1.008 partes en peso de hidrógeno, se combinan 35.5 partes en peso de cloro.
Peso equivalente Cl = 35.5
MgO Con 8.00 partes en peso de oxígeno, se unen 12 partes en peso de magnesio.
Peso equivalente Mg = 12
EQUIVALENTE QUÍMICO O EQUIVALENTE GRAMO
Es igual al peso equivalente expresado en gramos.
En los ejemplos anteriores, donde se determinó el peso equivalente, los equivalentes gramos son:
Eq g Cl = 35.5 g
Eq g Mg = 12 g
El equivalente gramo de un elemento es el número de gramos del mismo que implica una pérdida o
una ganancia de un número de Avogadro de electrones, cuando el elemento entra en una combinación
química.
Por ejemplo, al combinarse el potasio con el cloro para formar (K+
Cl-), cada átomo de potasio pierde
un electrón y cada átomo de cloro gana un electrón, por lo que para que haya una pérdida o una ganancia de
6.02 x 1023
electrones, se requiere que participen en la reacción 6.02 x 1023
átomos, esto es, una mol de
átomos de potasio (39g) y una mol de átomos de cloro (35.5g), por lo que dichos pesos constituyen los
equivalentes químicos de estos elementos.
El peso equivalente es un submúltiplo del peso atómico y el factor es la valencia, ya que es la que
indica la pérdida o la ganancia de electrones por un átomo. Su expresión matemática es:
39
Peso atómico
Peso equivalente de un elemento =
valencia
EJEMPLO:
PA 39
Peq K+1
= = = 39
1 1
PA 40
Peq Ca+2
= = = 20
2 2
PA 27
Peq Al+3
= = = 9
3 3
Hay elementos que presentan valencia variable, por lo que tendrán varios pesos equivalente:
PA 64
Peq Cu+1
= = = 64
1 1
PA 64
Peq Cu+2
= = = 32
2 2
Conclusión que el peso equivalente de una sustancia depende de la reacción en la que este
interviniendo.
El equivalente gramo de un compuesto, que no actúa como oxidante o reductor, se define como el
peso del compuesto que proporciona 6.02 x 1023
cargas positivas o negativas.
EJEMPLO:
El equivalente gramo del NaCl es igual a la molécula gramo (58.5g), ya que una mol del compuesto
proporciona una mol de iones positivos y una mol de iones negativos.
NaCl Na+ + Cl
-
1 mol 1 mol 1 mol
58.5 g 23 g 35.5 g
6.02x1023
6.02x1023
6.02x1023
moléculas cargas + cargas –
El peso equivalente de un compuesto es un submúltiplo del peso molecular. Su expresión
matemática es:
P M
Peso equivalente de un compuesto =
Total de cargas (+) o (-)
EJEMPLO:
+3 -3 PM 98
Peq H3 PO4 = = = 32.66 g eq.g
3 3
40
+1 -1 PM 40
Peq Na OH = = = 40 g eq.g
1 1
+2 -2 PM 106
Peq Na2 CO3 = = = 53 g eq.g
2 2
Como los ácidos se caracterizan por producir iones H+ en solución acuosa, el peso equivalente de un
ácido puede determinarse:
PM
Peq ácido =
Núm. De H+
PM 62
Peq H2CO3 = = = 31 g eq. g
2 2
Como las bases se caracterizan por producir iones OH- en solución acuosa, el peso equivalente de
una base puede determinarse:
PM
Peq base =
Núm. De OH-
+3 -3 PM 105
Peq Al (OH)3 = = = 35 g eq. g
3 3
EJERCICIO 1 Escribe las siguientes leyes y el nombre de su autor.
SECCIÓN A
a) Ley de la conservación de la masa:
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
b) Ley de las proporciones constantes:
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
c) Ley de las proporciones recíprocas:
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
d) Ley de las proporciones múltiples:
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
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e) Qué ley explica que se pueden formar los siguientes compuestos:
Br2O, Br2O3, Br2O5, Br2O7
____________________________________________________________________________________________________________________
EJERCICIO 1 Escribe la definición de los siguientes enunciados:
SECCIÓN B
a) Peso equivalente de un elemento.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
b) Equivalente químico o equivalente gramo.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
_________________________________________________________________________
c) Equivalente gramo de un elemento.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
d) Equivalente gramo de un compuesto.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
e) Escribe las ecuaciones para obtener el peso equivalente de un elemento y de un compuesto.
_____________________________________________________________________________
_____________________________________________________________________________
__________________________________________________________________________
EJERCICIO 1 Determina el peso equivalente de los siguientes elementos y compuestos:
SECCIÓN C
Na
K
Ca
Al
Fe+2
42
Fe+3
Cu+1
Cu+2
KClO3
HF
H2CO3
Ba (OH)2
Na2CO3
H2SO4
43
UNIDAD 3 SOLUCIONES
OBJETIVO PARTICULAR
Conocer las unidades de concentración
Para aplicarlas en la preparación de
Soluciones.
3.1 SOLUCIONES EMPIRICAS
OBJETIVO ESPECÍFICO
Definir las soluciones empíricas y
Poder dar ejemplos de cada una.
En la mayoría de las reacciones químicas, las sustancias que intervienen se encuentran dispersas en
agua, es decir, en forma de soluciones.
Una solución es una mezcla homogénea cuyas partículas son menores de 10 ángstroms. En química,
las soluciones más comunes son las binarias, es decir, las formadas por dos componentes: el soluto y el
solvente.
Soluto es la sustancia dispersa y es
la que está en menor proporción.
Solvente es el medio dispersor, por
lo general el agua, y se encuentra en
mayor proporción. El soluto y el
solvente forman la solución.
En las soluciones empíricas, los conceptos de soluto y solvente son relativos, ya que en una
solución formada por 80 ml de agua y 20 ml de alcohol, el soluto es el alcohol, por estar en menor
proporción; pero si la solución la forman cantidades iguales de agua y alcohol, pueden asignarse soluto y
solvente, indistintamente, a uno o a otro.
Las soluciones empíricas son las soluciones en las que no se toman en cuenta cantidades exactas de
soluto y de solvente, y son:
Solución diluida
Soluciones empíricas Solución concentrada
Solución saturada
Solución sobresaturada
La solución diluida se forma cuando la cantidad de soluto es muy pequeña en relación con la
cantidad de solvente. Por ejemplo, al disolver 1g de cloruro de sodio (NaCl) en un litro de solvente, se
obtendrá una solución diluida.
La solución concentrada se forma cuando la cantidad de soluto es muy grande en comparación con
la cantidad de solvente, por ejemplo cuando se disuelven 20 g de sal en un litro de agua.
Es necesario hacer notar que no hay un límite exacto entre una solución diluida y una solución
concentrada.
44
Se dice que una solución está saturada si se aumenta la cantidad de soluto sólido a temperatura
constante, y se agita continuamente, formando una solución cada vez más concentrada, hasta que llega a un
punto en el cual el solvente ya no disuelve más el soluto. Se establece un equilibrio entre el soluto disuelto y
el que no lo está, ya que la velocidad de disolución es igual a la velocidad de precipitación, es decir, el
número de partículas de soluto que entran en la solución por unidad de tiempo es igual al número de
partículas que regresan al estado sólido por unidad de tiempo.
Una solución sobresaturada es aquella que contiene más soluto disuelto que una solución saturada.
Este tipo de solución es inestable y se forma al calentar una solución saturada; agregándole más soluto se
disolverá mientras esté caliente, pero al enfriarse volverá a solidificarse el soluto.
EJERCICIO En los espacios en blanco, escribe la palabra o palabras que completen
Correctamente el enunciado.
a) Es la fase de una solución que se halla en menor proporción y por lo tanto constituye la fase
dispersa.
________________________________________________________________________
b) Es la fase dispersora de una solución y es la que se halla en mayor proporción.
________________________________________________________________________
c) Un gramo de sal en un litro de agua es un ejemplo de solución
________________________________________________________________________
d) Veinte gramos de sal en un litro de agua es un ejemplo de solución
________________________________________________________________________
e) Cuando el solvente ya no disuelve más soluto se dice que la solución está
________________________________________________________________________
f) Solución que contiene más soluto disuelto que el que corresponde a una solución saturada
________________________________________________________________________
g) Son las soluciones en donde no se toman en cuenta cantidades exactas de soluto y solvente
________________________________________________________________________
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS
Realiza una práctica sobre soluciones empíricas.
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3.2 CURVA DE SOLUBILIDAD
OBJETIVO ESPECÍFICO
Conocer y saber trazar la curva de
solubilidad de una sustancia.
La disolución o solubilidad de una sustancia en otra depende de la constitución iónica o molecular
del soluto y del solvente.
Una sustancia cuya molécula es no polar, se disolverá en un solvente que no sea polar, y una
molécula polar se disolverá en un solvente polar con mayor facilidad. La temperatura es otro factor que
interviene en la solubilidad.
Coeficiente de solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en 100 g de solvente
para formar una solución saturada. Una sustancia tendrá diferentes coeficientes de solubilidad a diferentes
temperaturas.
Curva de solubilidad es la representación, en un sistema cartesiano, de las variaciones de soluto
para formar soluciones saturadas en función de la temperatura.
En estas gráficas se toman como abscisas las temperaturas, y como ordenadas las solubilidades de la
sustancia por 100 g de agua o solvente, lo que corresponde a los coeficientes de solubilidad. El siguiente
diagrama corresponde a una curva de solubilidad.
Coeficiente (S) Solución
De solubilidad sobresaturada
Solución saturada
Solución no saturada
Temperatura (T)
En esta gráfica, los puntos situados debajo de la curva de solubilidad representan las soluciones no
saturadas; los puntos situados encima de la curva representan las soluciones sobresaturadas, a las diferentes
temperaturas, y los puntos de la curva corresponden a las soluciones saturadas.
Si se conocen los coeficientes de solubilidad de una sustancia a diferentes temperaturas, se puede
trazar fácilmente la curva de solubilidad correspondiente.
EJEMPLO:
Trazar la curva de solubilidad de una sustancia cuyas solubilidades a distintas temperaturas están
Expresadas en la siguiente tabla:
KNO3
T oC 0 20 30 40 50 60
S g/100 g 18 28 44 60 83 110
46
110
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
10 20 25 30 40 50 60 70 80 90
(T) Temperaturas
Si para esta sustancia es necesario conocer en un momento dado la cantidad en gramos disuelta en
una solución saturada a 25oC, lo único que se tiene que hacer es interpolar en la gráfica este valor (25
oC) en
las abscisas y obtener el valor buscado en las ordenadas, el cual aproximadamente es 38 g de KNO3 en 100 g
de agua.
EJERCICIO 1 En una hoja cuadriculada traza las curvas de solubilidad de los siguientes
Compuestos.
KBr
T oC 0 20 30 40 50 60 80
S g/100 g 50 58 68 73 78 80 93
NaNO3
T oC 0 20 30 40 50 60
S g/100 g 68 75 90 97 103 110
47
3.3 SOLUCIONES VALORADAS
OBJETIVO ESPECIFICO
Aplicar sus conocimientos en la
preparación de soluciones valoradas.
Las soluciones valoradas son aquellas donde se expresa cuantitativamente la relación de soluto y
solvente en una solución o concentración de la misma, definiéndose la concentración de una solución como la
masa de soluto disuelta en la unidad del solvente o de la solución. Se clasifican en:
Porcentual
Soluciones Valoradas Molaridad
Molalidad
Normalidad
Porcentual
Estas soluciones tienen distintas unidades:
Porcentaje en peso
Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 g de solución.
g de soluto x 100
% en peso =
g de solución
donde g de solución = g de soluto + solvente
Porcentaje en volumen
Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
ml de soluto x 100
% en volumen =
ml de solución
donde ml de solución = ml de soluto + solvente
Porcentaje en peso-volumen
Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 mililitros de solución.
g de soluto x 100
% en peso-volumen =
ml de solución
donde ml de solución = ml de soluto + solvente
EJEMPLOS:
1. Cuando se evaporan 50 gramos de solución de sulfato de sodio (Na2SO4) hasta sequedad, se
producen 20 gramos de sal. ¿Cuál es el porcentaje de sal en la solución?
48
Datos
g de soluto = 20 g
g de solución = 50 g
Fórmula y desarrollo
g de soluto x 100
% en peso =
g de solución
20 g x 100
% en peso = = 40%
50 g
2. Si se disuelven 20 ml de alcohol en 80 ml de agua, ¿Cuál es el porcentaje de alcohol en la
solución?
Datos
ml de soluto = 20 ml
ml de solvente = 80 ml
ml de solución = 100 ml
Fórmula y desarrollo
ml de soluto x 100
% en volumen =
ml de solución
20 ml x 100
% en volumen = = 20%
100 ml
3. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 200 g de una solución al 10% de NaOH?
Datos
g de solución = 200 g
% = 10
g de soluto =
Fórmula y desarrollo
g de NaOH x 100
% en peso =
g de solución
% en peso x g de solución
g de NaOH =
100
10 x 200 g de solución
g de NaOH = = 20 g
100
49
4. Si 30 gramos de azúcar se disuelven en 100 gramos de agua, ¿Cuál es el porcentaje de azúcar en
la solución?
Datos
g de soluto = 30 g
g de solvente = 100 g
g de solución = 130 g
Fórmula y desarrollo
g de soluto x 100
% en peso =
g de solución
30 g x 100
% en peso = = 23.07%
130 g
Molaridad ( M )
Se define como los moles (moléculas gramo) de soluto disueltos en un litro de solución.
n
M =
V
M = molaridad en mol/l
n = número de moles
V = volumen en litros
Como se vio anteriormente, el número de moles (n) se puede calcular por la siguiente relación.
g
n =
PM
n = número de moles
g = masa en gramos
PM = peso molecular en g/mol
Así, una solución uno molar (1M ) de hidróxido de sodio (NaOH) es aquella que contiene 40 g de
hidróxido disuelto en cada litro de solución, ya que el peso molecular de dicha sustancia es 40 y por lo tanto
una mol pesa 40 gramos.
De acuerdo con esto, una solución de 2 M será la que contenga 80 g de NaOH por litro de solución.
EJEMPLOS:
1. ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido sulfúrico (H2SO4), si 600 ml de la solución
contienen 50 g del ácido?
Datos
V = 600 ml = 0.6 l
g = 50 g
PM = 98 g/mol
50
Fórmula y desarrollo
g
n =
PM
n
M =
V
50 g
n = = 0.51 mol
98 g/mol
0.51 mol
M = = 0.85 mol/l
0.61
2. ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio (Ca (OH)2) se necesitan para preparar 750 ml de una
solución 0.15 M?
Datos
g =
V = 0.75 l
M = 0.15 mol/l
PM = 74 g/mol
Fórmula y desarrollo
n
M =
V
n = M x V
g
= M x V
PM
g = M x V x PM
g = 0.15 mol / l x 0.75 l x 74 g/mol
g = 8.325 g
3. ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64 g de metanol (CH3OH), en 500 ml de
solución?
Datos
M =
g = 64 g
V = 0.500 l
PM = 32 g/mol
51
Fórmula y desarrollo
g = M x V x PM
g
M =
V x PM
64 g
M =
0.500 l x 32 g/mol
M = 4 mol/l
4. Si se desea obtener una solución 0.5 M de KOH disolviendo 50 g de hidróxido, ¿Qué volumen
de solución se obtendrá?
Datos
M = 0.5 mol/l
g = 50 g
PM = 56 g/mol
Fórmula y desarrollo
g
n =
PM
50 g
n = = 0.892 mol
56 g/mol
n
M =
V
n
V =
M
0.892 mol
V =
0.5 mol/l
V = 1.784 l
52
Molalidad ( m )
Se define como el número de moles de soluto disueltos en un kilogramo de solvente.
Matemáticamente se puede expresar mediante la siguiente relación:
n
m =
kg solvente
m = molalidad en mol/kg
n = número de moles de soluto
Si despejamos la fórmula
n = m x kg solvente
g
= m x kg solvente
PM
g = m x kg solvente x PM
EJEMPLOS:
1. ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 40 g de azúcar C12H22O11 disueltos en 150g
de agua?
Datos
m = x
g = 40 g
kg solvente = 150 g = 0.150 kg
PM = 342 g/mol
Fórmula y desarrollo
g = m x kg solvente x PM
g
m =
kg solvente x PM
40 g
m =
0.150 kg x 342 g/mol
m = 0.779 mol/kg
2. Una solución de alcohol etílico (C2H5OH) en agua es 1.6 molal. ¿Cuántos gramos de alcohol
están disueltos en 2000 g de agua?
Datos
m = 1.6 mol/kg solvente
g = x
kg solvente = 2 kg
PM = 46 g/mol
53
Fórmula y desarrollo
g = m x kg de solvente x PM
g = 1.6 mol/kg x 2 kg x 46 g/mol
g = 147.2 g
Normalidad ( N)
Se define como el número de equivalentes-gramo de soluto contenido en un litro de solución.
Matemáticamente se expresa como:
núm. equivalentes-gramo
Normalidad =
litros de solución
núm. eq. g
N =
V
Núm. eq. g = N x V
g
= N x V
Peq.
g = N x V x Peq.
El equivalente gramo de una sustancia es igual al peso equivalente expresado en gramos.
El peso equivalente generalmente es un submúltiplo de la fórmula molecular y podemos determinarlo
matemáticamente, mediante la siguiente fórmula:
peso molecular
Peq.=
núm. total de cargas (+) o (-)
EJEMPLO 1
+2 -2 58
Peq. Mg (OH)2 = = 29g eq. g
2
+3 -3 78
Peq. Al ( OH )3 = = 26g eq. g
3
+3 -3 98
Peq. H3 P04 = = 32.66g eq. g
3
+2 -2 142
Peq. Na2 S04 = = 71g eq. g
2
El peso equivalente de un ácido o una base se puede determinar dividiendo el peso molecular entre el
número de hidrógenos en el caso de los ácidos, y entre el número de OH” en el caso de las bases.
54
peso molecular
Peq. de un ácido =
núm. de H+
peso molecular
Peq. de una base =
núm. de OH-
¿Qué normalidad tendrá una solución si 600 mi de la misma contienen 60 g de ácido fosfórico?
Datos
N = ?
V = 0.6 l
g = 60 g
Peq = 32.66 g/eq. g
Fórmula y desarrollo
g = N x V Peq
g
N =
V x Peq
60
N = N = 3.06 eq. g/l
0.6 x 32.66 g/eq./g
EJEMPLO 2
¿Cuál es la normalidad de una solución que resulta al disolver 49.05 g de H2SO4 en 500 ml de
solución?
Datos
N =
g = 49.05 g
V = 0.500 l
PM = 98 g/mol
peq = 49 g/eq. g
Fórmula y desarrollo
g = N x V x Peq.
g
N =
V x Peq.
49.05 g
N =
0.500 l x 49 g/Eq. g
N = 2 Eq. g/l
¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO 3) son necesarios para preparar 300 ml de una solución
1.5 N?
55
Datos
g =
PM = 85 g/mol
V = 0.3 l
N = 1.5 Eq. g/l
Peq. = 85 g/Eq. g
Fórmula y desarrollo
g = N x V x Peq.
g = 1.5 Eq. g/l x 0.3 l x 85 g/Eq. g
g = 38.25 g
¿Cuántos litros de una solución 0.5 N se pueden preparar a partir de 80 g de HNO3?
Datos
V =
N = 0.5 Eq. g/l
g = 80g
PM = 63 g/mol
Peq. = 63 g/Eq. g
Fórmula y desarrollo
g = N x V x Peq.
g
V =
N x Peq.
80g
V =
0.5 Eq. g/l x 63 g/Eq. g
V = 2.539 l
EJERCICIO 1 SECCIÓN A
1. En los espacios en blanco escribe la palabra o las palabras que completen el enunciado.
____________________________Se define como los gramos de soluto disueltos en 100 gramos
de solución.
____________________________Se define como los mililitros de soluto disueltos en 100 ml de
solución.
____________________________Se define como los moles de soluto disueltos en un litro de
Solución.
____________________________Es la fórmula de molaridad.
56
____________________________Es la fórmula para determinar el número de moles.
____________________________Es el número de moles disueltos en un kilogramo de solvente.
____________________________Es la fórmula de molalidad.
____________________________Es el número de equivalentes gramo de soluto disueltos en un
litro de solvente.
____________________________Es la fórmula de normalidad.
__________________________Es la fórmula para determinar el peso equivalente de un
compuesto.
II. Relaciona ambas columnas, escribiendo dentro de los paréntesis las letras que correspondan a la
respuesta correcta.
a) mol/l
b) Eq. g/1
c) g/Eq. g
d) g/mol
Unidades molaridad
Unidades de peso molecular
Unidades de peso equivalente
Unidades de normalidad
( )
( )
( )
( )
III. Determina el peso molecular y el peso equivalente de los siguientes compuestos.
Peso molecular Peso equivalente
H2SO4
HNO3
NaOH
Al( OH )3
Na2SO4
CaCO3
H3PO4
57
EJERCICIO 1 Resuelve los siguientes problemas:
SECCIÓN B
1. ¿Cuál es el porcentaje en peso de una solución de KOH que se obtiene al disolver 250
gramos del hidróxido en 600 g de agua?
2. ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 se necesitan para preparar 300 g de una solución al 10%?
3. ¿Qué molaridad tiene una solución de ácido nítrico (HNO3), si 400 ml de la solución contienen
150 g del ácido?
4. ¿Cuántos gramos de hidróxido de bario Ba(OH)2 se necesitan para preparar 650 ml de una
solución 0.2 M?
5. Si se desea obtener una solución 0.3 M de hidróxido de potasio ( KOH ) disolviendo 60 g de
hidróxido, ¿qué volumen de solución se obtendrá?
6. ¿Cuántos gramos de nitrato de sodio (NaNO3) son necesarios para preparar 300 ml de una
solución 0.25 N?
7. ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 50 g de azúcar (C12H22O11) disueltos en
200g de agua?
58
8. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar un litro de solución 0.5 M de H2SO4?
9. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de una solución 1 N de NaOH?
10. Calcular la normalidad de una solución que tiene una concentración de 8 g de HNO3 por litro de
solución.
11. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 0.5 litros de una solución 1 N de H2CO3?
59
UNIDAD 4 ÁCIDOS Y BASES
OBJETIVO PARTICULAR
Conocer los conceptos de ácidos y
bases para una mejor comprensión
de las reacciones químicas.
4.1 TEORÍAS ÁCIDO-BASE
OBJETIVO ESPECÍFICO
De acuerdo con las teorías ácido-
base, comprender los diferentes
conceptos de ácido y de base.
Hace muchos siglos, los químicos definieron los ácidos y las bases según las propiedades de sus
soluciones acuosas.
Acido es una sustancia que en solución acuosa posee sabor agrio, tiñe de rojo el papel tornasol azul,
reacciona con los metales activos con desprendimiento de hidrógeno y neutraliza las bases.
Base es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor amargo, tiñe de azul el papel tornasol
rojo, tiene aspecto jabonoso y neutraliza los ácidos.
Ahora bien, si estudiamos los ácidos y las bases tomando en cuenta las disociaciones electrolíticas,
¿qué tipo de enlace presentan las sustancias al estar en solución acuosa? Si presentan una ionización o una
disociación, tendremos un concepto más amplio de lo que es un ácido y una base.
Disociación es la separación de iones que existen en una sustancia que presenta enlace iónico,
cuando se encuentra en solución acuosa.
aq
K+
Cl-
K+1
Cl-1
Ionización es la formación de iones de las sustancias que presentan enlaces covalentes, al encontrarse
en solución acuosa.
aq
H Cl
H
+ Cl
-
Constante de ionización o de disociación (Ki) es la constante de equilibrio de una disociación iónica,
y es igual al producto de las concentraciones iónicas entre la concentración de la sustancia sin disociar. Las
constantes de ionización varían con la temperatura.
Todos nuestros cálculos serán a una temperatura de 25°C y el solvente será el agua, en la mayor parte
de las soluciones. Veamos:
H2O H+ + OH
-
[H+] [OH
-]
Ki =
[H2O]
60
La ionización del H2S es un proceso reversible que puede representarse mediante la siguiente
ecuación:
H2S 2H+ + S
=
La expresión matemática de la constante de ionización [Ki] es la siguiente:
[H+]
2 [S
=]
Ki=
[H2S]
Las teorías ácido-base más importantes son:
Teoría de Arrhenius, del químico Svante Arrhenius, para quien ácido es toda sustancia que en
solución acuosa produce iones hidronio (H3O+) o iones hidrógeno (H
+), y base es toda sustancia que en
solución acuosa produce iones oxhidrilo o hidroxilo (OH-).
EJEMPLOS:
aq
H X H+
+ X-
ácido ion
hidrógeno
Los iones H+ producidos se asocian inmediatamente con moléculas de agua, formando iones
hidronio.
H+ + H2O H3O
aq
M+
+ OH- M
+ + OH
-
ion oxhidrilo
aq
NaOH Na+
+ OH-
Teoría de Bronsted-Lowry. En 1923, J. N. Bronsted (en Dinamarca) y J. M. Lowry (en Inglaterra)
establecieron que una reacción ácido-base implica una transferencia de protones, por lo que definieron al
ácido como una especie que dona un protón (H+), y a la base como una especie que acepta un protón (H
+).
La teoría de Bronsted-Lowry se denomina también de intercambio protónico.
EJEMPLOS:
ácido H+
+ base
HC1 H+
+ C1-
H30+ H
+ + H2O
H2O+ H
+ + OH
-
NH4+ H
+ + NH3
De acuerdo con estos ejemplos, todo ácido, por transferencia de un protón, se convierte en una base,
y ésta, al aceptar un protón se convierte en un ácido.
Se llama par ácido-base conjugado a aquel cuyos elementos están relacionados entre sí por la
transferencia de un protón. La relación de un ácido y una base conduce siempre a la formación de un nuevo
ácido y una nueva base.
61
EJEMPLOS:
Ácido 1 + Base 2 Base 1 + Ácido 2
H2O + NH3 OH-
+ NH4+
HCl + H2O Cl -
+ H3O+
CH3-COOH + H2O
CH3COO- + H3O
+
Teoría de Lewis. El concepto de ácido-base de G. N. Lewis (1923) es que el ácido es una especie
química capaz de aceptar un par de electrones, y la base una especie química capaz de ceder un par de
electrones.
Según Lewis, en toda reacción entre un ácido y una base, que forman un enlace covalente
coordinado, al donar un par electrónico resulta un complejo ácido-base.
A + : B A : B
Ácido Base Complejo ácido-base
BF3 + F- BF4
-
H
+ + NH3 NH4
+
H+ + : OH
- H2O
EJERCICIOS
1. Escribe en los espacios en blanco la palabra o palabras que completen correctamente el enunciado.
_____________________________Es una sustancia cuya solución acuosa posee un sabor agrio,
tiñe de rojo el papel tornasol azul y neutraliza las bases.
_____________________________Es una sustancia que en solución acuosa posee un sabor
amargo, tiñe de azul el papel tornasol rojo y neutraliza los
ácidos.
_______________________________Es la separación de iones de una sustancia iónica en solución
acuosa.
_______________________________Es la formación de iones de una sustancia que presenta enlace
covalente, en solución acuosa.
_____________________________Es la constante de equilibrio de una disociación iónica.
62
2. Relaciona ambas columnas escribiendo dentro de los paréntesis las letras que contesten
correctamente la pregunta.
a) Ácido es toda sustancia que en solución Par
acuosa produce iones (H+) o iones hidronio ácido-base
(H3O+) y base es toda sustancia que en conjugado ( )
solución acuosa produce iones oxhidrilo (OH-).
b) Ácido es una especie que dona un protón (H+) Teoría de
y base es una especie química que acepta un Bronsted-
protón Lowry ( )
c) Ácido es una especie química capaz de aceptar Teoría de
un par de electrones, y base es una especie Lewis ( )
química capaz de ceder un par de electrones.
d) Así se le llama al par ácido-base cuyos elementos Teoría de
están relacionados entre sí por la transferencia Arrhenius ( )
de un protón.
.
4.2 POTENCIAL HIDRÓGENO (pH)
Y POTENCIAL OXHIDRILO (pOH)
OBJETIVO ESPECÍFICO
Aplicar los conceptos de pH y pOH
en la solución de problemas.
Todas las soluciones acuosas tienen una cantidad básica y una cantidad ácida; sólo el agua tiene la
misma cantidad de iones hidronio (H3O+) e iones oxhidrilo (OH
-) por lo que se considera neutra.
De acuerdo con las teorías de Arrhenius y Bronsted-Lowry, el agua puede actuar como ácido y como
base. Si consideramos una transferencia de un protón entre dos moléculas de agua, tenemos:
H2O + H2O OH- + H3O
+
ácido 1 base 2 base 1 ácido 2
La ionización del agua da iones H3O+ (iones hidronio) e iones OH
- (iones hidróxido), por lo que la
constante de ionización del agua para esta reacción, representada por Kw, es igual al producto de las
concentraciones molares de los iones H3O+ y OH
–
Kw = [H3O+] [OH
-]
Se ha encontrado experimentalmente que a 25°C Kw tiene un valor de 1 x l0 -14
Esta constante tiene el mismo valor para todas las soluciones acuosas, así sean soluciones ácidas o
básicas, por lo que, al aumentar la concentración de iones hidronio (H3O), disminuye la concentración de
iones oxhidrilo (OH-), o viceversa.
Aplicando los principios de la estequiometría, en el equilibrio, las concentraciones H3O+ y OH
- en el
agua deben ser iguales, por lo tanto:
Kw = [H3O+] [OH
-] = 1 x 1 0
- 1 4
63
El agua, o las soluciones donde [H3O+] = [OH
- ] = 1 x 10
-7, se dice que son neutras, es decir, que ni
son ácidas ni básicas.
En las soluciones ácidas la concentración H3O+ es mayor, y en las soluciones básicas la
concentración OH- es la mayor.
Como los valores de las concentraciones son muy pequeños, se acostumbra expresar dichos valores
en una escala logarítmica.
Si la constante de ionización del agua se transforma en función logarítmica, se tiene:
Kw = [H30+] [OH
-]
log Kw = log [H30+] [OH
-]
Como el logaritmo de un producto es igual a la suma de los factores, entonces:
log Kw = log [H30+] + log [OH
-]
Si multiplicamos por -1, tenemos:
-log Kw = -log [H30+] -log [OH
-]
Si presentamos con “p” el -log, la expresión se convierte en:
pKw = p[H30+] + p[OH
-]
Si ahora sustituimos [H3O+] por H y [OH
-] por OH, tenemos:
pKw = pH + pOH
pH. Se define como el logaritmo
negativo de la concentración de
iones hidronio en mol/l.
pOH. Se define como el logaritmo
negativo de la concentración de
iones oxhidrilo en mol/l.
Como se ha explicado, en el agua pura:
[H3O+] = [OH'] = 1 x 10
-7 mol/l
Según las anteriores definiciones, para el pH y el pOH de agua neutra se tiene:
pH = -log [H3O+] = -log 1 x 10
-7 = 7
pOH = -log [OH-] = -log 1 x 10
-7 = 7
Por otra parte, para cualquier solución acuosa:
pKw = pH + pOH = -log 1 x 10 -14
= 14
De donde, al aumentar el pH de una solución acuosa, disminuirá el pOH, y viceversa.
EJEMPLOS:
1. ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) cuyo pH
es 2?
Datos
pH = 2
H3O+
= ?
64
Fórmula y desarrollo
pH = -log (H3O+)
H3O+ = antilog –pH
H3O+ = antilog -2
H3O+ = 1 x 10
-2
2. ¿Calcular el pH y el pOH de una solución de HCl 4.9 x 10 -4
M?
Datos
pH = ?
H3O+ = 4.9 x 10
-4 mol/l
pOH =
Fórmula y desarrollo
pH = -log H3O+
pH = -log 4.9 x 10 -4
pH = log 10 -4
-log 4.9
pH = 4 -log 4.9
pH = 4 - 0.69
pH = 3.31
pOH = pKw - pH
pOH = 14 - 3.31
pOH = 10.69
3. Calcular el pOH y el pH de una solución 0.0016 M de KOH.
Datos
OH- = 0.0016 mol/l
OH- = 1.6 x 10
-3
POH =
PH =
Fórmula y desarrollo
pOH = -log [OH-]
pOH = -log 1.6 x 10 -3
pOH = log 10 -3
- log 1.6
pOH = 3 -log 1.6
pOH = 3 - 0.204
65
pOH = 2.796
pH = pKw – pOH
pH = 14 - 2.796
pH = 11.204
EJERCICIOS
1. En los espacios en blanco escribe la palabra o las palabras que completen el enunciado.
__________________________Es la ecuación de la constante de ionización del agua.
__________________________Valor de la constante de ionización del agua a 25 °C.
__________________________Es la fórmula de pH.
__________________________Es la fórmula de pOH.
2. Resuelve los siguientes problemas.
a) ¿Cuál es el pH de una solución 0.01 M de ácido clorhídrico?
b) ¿Cuál es el pOH de una solución cuya concentración de iones hidronio es de 1x10 -3
moles/l?
c) ¿Cuál es el pH de una solución 0.3 M de ácido clorhídrico?
d) ¿Cuál es el pH de una solución 0.7 M de hidróxido de sodio?
e) ¿Cuál es el pH y el pOH de una solución cuya concentración de iones hidronio es 2.3 x 10 -4
mol/l de ácido nítrico?
f) ¿Cuál es el pH y el pOH de una solución de hidróxido de sodio cuya concentración de iones
hidroxilo es 1.3 x 10 -4
mol/l?
66
4.3 CLASIFICACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES
OBJETIVO ESPECÍFICO
Con ayuda de la escala de concentraciones
de pH y pOH determinar si una
sustancia es ácida o básica.
Con base en las concentraciones de iones hidronio [H3O+] o iones oxhidrilo [OH
-], es decir, el pH y
el pOH, los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles.
Ácido fuerte. Es aquel que en solución acuosa se encuentra altamente ionizado, por lo que su
concentración de iones [H3O+] es elevada. Ejemplos de ácidos fuertes son el sulfúrico (H2SO4), el nítrico
(HNO3), el clorhídrico (HCl), el bromhídrico (HBr), el perclórico (HCIO4), etcétera.
Acido débil. Es un ácido que se encuentra parcialmente ionizado, siendo la concentración de iones
hidronio [H3O+] de la solución relativamente baja. Algunos ejemplos son el ácido acético (CH3-COOH), el
carbónico (H2CO3), el sulfhídrico (H2S) y el nitroso (HNO2).
Base fuerte. Es aquélla altamente disociada en soluciones acuosas, por lo que la concentración de
iones oxhidrilo [OH-] es elevada. Ejemplos de bases fuertes son los hidróxidos de potasio (KOH), de sodio
(NaOH) y de bario Ba(OH)2.
Base débil. Es aquella cuya concentración de iones [OH-] es relativamente baja, por encontrarse
parcialmente disociadas. Son ejemplos de bases débiles los hidróxidos de amonio, (NH4OH), de aluminio
(Al(OH)3) y de fierro (Fe (OH)2).
La siguiente escala se ha elaborado de acuerdo con las concentraciones de iones hidronio e iones
oxhidrilo de las soluciones acuosas de ácidos y bases, así como sus respectivos pH y pOH.
H3O+
pH OH- pOH
10 0 0 10
-14 14
10 -1
1 10 -13
13
10 .2
2 10 -12
12 Solución
10 -3
3 10 -11
11 ácida
10 -4
4 10 -10
10
10 -5
5 10 -9
9
10 -6
6 10 -8
8
10 -7
7 10 -7
7 Solución
Neutra
10 -8
8 10 -6
6
10 -9
9 10 -5
5
10-10
10 10 -4
4 Solución
10 -11
11 10 -3
3 básica
10 -12
12 10 -2
2
10 -13
13 10 -1
1
10 -14
14 10 0
0
67
EJERCICIO Relaciona ambas columnas escribiendo dentro de los paréntesis las letras que
contesten correctamente la pregunta.
.
a) Ácido fuerte HNO3, H2SO4, HCl ( )
b) Ácido débil NH4OH, Al(OH)3, Fe(OH)2, ( )
c) Base fuerte KOH, NaOH, Be(OH)2 ( )
d) Base débil La concentración de iones
hidronio es elevada. ( )
CH3 - COOH, H2CO3, H2S ( )
La concentración de iones ( )
oxhidrilo es elevada.
La concentración de iones ( )
hidronio es baja.
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS
1. Escribe la clasificación de ácidos y bases.
2. Con ayuda de la escala de concentraciones de pH y pOH, determina si una sustancia es
ácida o básica.
3. Realiza una práctica de ácidos y bases.
68
4.4 INDICADORES
OBJETIVO ESPECÍFICO
Determinar un valor de pH mediante
la selección de un indicador ácido-base.
Para determinar el rango de pH de una sustancia, utilizamos indicadores.
Los indicadores son sustancias, generalmente orgánicas, que tienen la propiedad de dar un color
determinado al variar la concentración de iones hidronio, y se utilizan para determinar, aproximadamente, el
pH de una solución.
A continuación se listan algunos de los indicadores ácido-base; si el químico hace una cuidadosa
selección, podrá determinar un valor de pH con gran exactitud.
Indicadores Intervalo de pH Cambio de color
Violeta de metilo 0.2 2.0 Amarillo a violeta
Naranja de metilo 3.1 4.0 Rojo a amarillo
Azul de bromofenol 3.0 4.6 Amarillo a azul
Rojo de metilo 4.2 6.3 Rojo a amarillo
Tornasol 4.5 8.3 Azul a rojo
Púrpura de bromocresol 5.2 6.8 Amarillo a púrpura
Azul de bromotimol 6.0 7.6 Amarillo a azul
Rojo fenol 6.8 8.4 Amarillo a rojo
Púrpura de micresol 7.6 9.2 Amarillo a púrpura
Fenolftaleína 8.3 10.0 Incoloro a rojo
Amarillo de alizarina 10.1 12.0 Amarillo a violeta
Carmín de índigo 12.0 14.0 Azul a amarillo
Comúnmente, para observar todos los intervalos de pH se utiliza el indicador universal, que es una mezcla de
varios indicadores.
ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS
1. Determina un valor de pH mediante la selección de un indicador ácido-base.
2. Determina si una sustancia es ácida o básica de acuerdo con un indicador.
69
4.5 NEUTRALIZACIÓN
OBJETIVO ESPECÍFICO
Aplicar conocimientos al cálculo de
la neutralización de las sustancias.
¿Qué ocurre cuando mezclamos un ácido fuerte y un hidróxido metálico? Si son cantidades
equivalentes, los iones hidronio del ácido (H3O+) y los iones oxhidrilo del hidróxido (OH
-) se combinan y
forman agua. Esto es, ocurre una neutralización.
Se puede hablar de una reacción de neutralización, según Arrhenius, cuando se combinan cantidades
equivalentes de un ácido y una base o hidróxido para formar una sal y agua. Cuando el ácido se pone en
contacto con la base, en solución acuosa, los iones hidronio (H3O+) del ácido se combinan con los iones oxhi-
drilo (OH-) de la base, para formar agua y sal. Esta nueva sustancia no es ácida ni básica, sino neutra.
HA + M OH H20 + M A
Ácido base agua sal
EJEMPLO
HCl(aq) + KOH(aq H2O(l) + KCl(aq)
H2S04(aq) + 2NaOH(aq) 2H2O(l) + Na2SO(aq)
En estas reacciones se basan las determinaciones cuantitativas de ácidos y bases.
4.5.1 TITULACIÓN O VALORACIÓN
Este método sirve para determinar volumétricamente la concentración de una sustancia específica en
una solución, añadiendo una solución de concentración conocida hasta que la reacción sea completa; esto se
indica usualmente por un cambio de color en un indicador o por mediciones eléctricas.
En las titulaciones ácido-base se mide una solución de un ácido y se agrega gota a gota una solución de una
base hasta que se neutraliza exactamente.
70
La concentración del ácido o de la base se calcula utilizando la relación entre el producto del
volumen por la normalidad, que es igual para todas las soluciones que reaccionan completamente.
Vácido x Nácido = Vbase x Nbase
Esta ecuación es una expresión del Principio de equivalencia. Recordemos que:
Núm. equivalente
Normalidad =
Volumen
Puesto que un equivalente de cualquier ácido neutralizará un equivalente de cualquier base, se
comprende que cualquier número de equivalentes de ácido neutralizará exactamente e número de equivalentes
de una base.
Núm. equivalente ácido = Núm. equivalente base
El número de equivalentes de una sustancia en solución es igual a la normalidad por el volumen.
Núm. Equivalente = N x V
La ecuación del Principio de equivalencia nos permite el cálculo de la normalidad o del volumen de
un ácido o una base. Analicemos algunos ejemplos:
EJEMPLOS
1. ¿Qué volumen de HBr 0.25 N será necesario para neutralizar 50 ml de KOH 0.20 N?
Datos
VHBr = ?
NHBr = 0.25 eq/l
0.25 meq/ml
VKOH = 50ml
NKOH = 0.20 eq/l
0.20 meq/ml
Fórmula y desarrollo
Va x Na = V b x N b
V b x N b
Va =
Na
50 ml x 0.20 meq/ml
Va =
0.20 meq/ml
VHBr = 40 ml
71
2. ¿Cuál es el volumen de ácido clorhídrico 0.5 N que se requiere para neutralizar 20 ml de una
solución 0.3 N de NaOH?
Datos
NHCl = 0.5 eq/l
0.5 meq/ml
VHCl = ?
VNaOH = 20 ml
NNaOH = 0.3 eq/l
0.3 meq/ml
Fórmula y desarrollo
Va x Na = Vb x Nb
Vb x Nb
Va =
Na
20 ml x 0.3 meq/ml
V HCl =
0.5 meq/ml
V HCl = 12 ml
3. ¿Cuál es la normalidad de una solución de HNO3, si 20 ml de dicho ácido se neutralizaron con
40 ml de una solución 0.2 N de NaOH?
Datos
NHN03 = ?
VHN03 = 20 ml
VNaOH = 40 ml
NNaOH = 0.2 rneq/ml
Fórmula y desarrollo
V a x N a = V b x N b
V b x N b
Na =
V a
40 ml x 0.2 meq/ml
Na =
20 ml
Na = 0.4 meq/ml
72
4.5.2 HIDRÓLISIS
Se trata de una reacción química en la que el agua actúa sobre una sustancia para romperla, formando
sustancias nuevas. Algunas sales se hidrolizan para formar el ácido y la base que los origino.
Esto es, la hidrólisis es la reacción contraria a la neutralización. Algunas sales, cuando se encuentran
disueltas en agua, presentan reacciones neutras; la solución de NaCl es un ejemplo de ello. Sin embargo, el
carbonato de sodio (Na2CO3), al disolverse, presenta propiedades básicas, es decir, tiene características del ion
oxhidrilo, pues vuelve azul el papel tornasol rojo. Igualmente, el cloruro férrico muestra propiedades acidas
en solución acuosa debido a los iones H+, pues vuelve rojo el papel tornasol azul.
Para que una sal pueda hidrolizarse, es necesario que sea producto de la reacción de un ácido fuerte y
una base débil, o viceversa, ya que las sales de ácidos fuertes y bases fuertes, o bien de ácidos débiles y bases
débiles, dan reacciones neutras.
Así, la hidrólisis de una sal originada por la reacción de un ácido débil y una base fuerte dan una
solución básica.
Na2CO3 + 2H2O 2Na+OH
- + H2CO3
Na2S + 2H2O 2Na+OH
- + H2S
La hidrólisis de las sales que provienen de la reacción entre un ácido fuerte y una base débil dará una
solución acida.
NH4+ + H2O H3O
+ + NH3
FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3H+C1
-
Fe(SO4)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2S04 -2
Lo anterior se debe a la diferencia en el grado de ionización o de disociación del ácido y de la base
formados; en el primer caso predominan los iones OH-, y en el segundo los iones H3O
+.
EJERCICIOS
1. En los espacios en blanco escribe la palabra o palabras que completen correctamente el
enunciado.
__________________________Es una reacción donde se combinan cantidades equivalentes de
un ácido y una base.
__________________________Se emplea una solución conocida con una concentración exacta
para analizar una solución desconocida.
________________________Ecuación del principio de equivalencia.
__________________________Así se le llama a la reacción del agua sobre algunas sales, para
formar un ácido y una base.
________________________Es la reacción contraria a la neutralización.
2. Resuelve los siguientes problemas.
a) ¿Qué volumen de HC1 0.5 N será necesario para neutralizar 60 ml de NaOH 0.3 N?
73
b) ¿Cuál será el volumen de ácido nítrico 0.3 N que se necesita para neutralizar 30 ml de una
solución 0.25 N de NaOH?
c) ¿Cuál es la normalidad de una solución de HNO3 si 20 ml de dicho ácido se neutralizaron
con 60 ml de una solución 0.25 N de KOH?
d) ¿Cuál es la concentración de una solución de hidróxido de calcio Ca(OH)2, si para
neutralizar 20 ml de hidróxido se utilizaron 40 ml de una solución 0.5 N de H2SO4?
e) ¿Qué volumen de ácido nítrico (HNO3) 0.2 N es necesario para neutralizar 18 ml de
hidróxido de potasio (KOH) 0.4 N?
f) ¿Qué volumen de hidróxido de sodio (NaOH) 0.3 N es necesario para neutralizar 20 ml de
ácido clorhídrico (HC1) 0.25 N?
g) 3. Escribe en el paréntesis una “N” si la reacción es de neutralización y una “H” si la
reacción es de hidrólisis.
HC1 + KOH H2O + KC1 ( )
Na2CO3 + 2H2O H2CO3 + 2NaOH ( )
AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HC1 ( )
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O ( )