EQUILIBRIO ACIDO- BASE

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1 EQUILIBRIO ACIDO- BASE

2 Características ÁCIDOS: BASES: Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para la piel. Enrojecen ciertos colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales desprendiendo H2. Pierden sus propiedades al reaccionar con bases. BASES: Tienen sabor amargo. Suaves al tacto pero corrosivos para la piel. Dan color azul a ciertos colorantes vegetales. Precipitan sustancias disueltas por ácidos. Disuelven grasas. Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.

3 Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en cationes y aniones. ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+. BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

4 Disociación ÁCIDOS: HA (en disolución acuosa)  A– + H+ Ejemplos:
HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+ H2SO4 (en disolución acuosa) SO42– + 2 H+ BASES: BOH (en disolución acuosa)  B + + OH– Ejemplo: NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–

5 Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H+ + OH–  H2O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal disociada): NaOH +HCl  H2O + NaCl (Na+ + Cl–)

6 Teoría de Brönsted-Lowry.
ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede H+” BASES: “Sustancia que en disolución acepta H+”

7 Par ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+). Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”. ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–) – H+ + H+ BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+) + H+ – H+

8 Ejemplo de par ácido/base conjugado
Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada) Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+ (ácido conjugado)

9 Teoría de Lewis ÁCIDOS:
“Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”. BASES: “Sustancia que contiene al menos un átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

10 Teoría de Lewis (Ejemplos)
HCl (g) + H2O (l)  H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+). NH3 (g) + H2O (l)  NH4+ + OH– En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4+).

11 De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos: AlCl :NH3  Cl3Al:NH3 Cl H Cl H | | | | Cl–Al + : N–H  Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

12 Equilibrio de ionización del agua
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está parcialmente disociada en iones: 2 H2O (l)  H3O+(ac) + OH– (ac) CH3O+ · COH– Kc = ——————— CH2O2 Como CH2O es constante por tratarse de un líquido, llamaremos Kw = Kc · CH2O2 Kw = CH3O+ · COH─ conocido como “producto iónico del agua”

13 Concepto de pH El valor de dicho producto iónico del agua, a 25ºC es: KW = 1·10–14 M2 En el caso del agua pura: ———–—– CH3O+ = COH– =  1·10–14 M2 = 1· 10–7 M Se denomina pH a: pH = -log CH3O+ Y para el caso de agua pura, como CH3O+ = 1·10–7 M: pH = – log 1·10–7 = 7

14 Tipos de disoluciones Ácidas: CH3O+ > 1·10–7 M  pH < 7
Básicas: CH3O+ < 1·10–7 M  pH > 7 Neutras: CH3O+ = 1·10–7 M  pH = 7 En todos los casos: Kw = CH3O+ · COH– luego si CH3O+ aumenta (disociación de un ácido), entonces COH– debe disminuir para que el producto de ambas concentraciones continúe valiendo 1·10–14

15 pH en sustancias comunes
ÁCIDO BÁSICO Zumo de limón Cerveza Agua destilada Leche Sangre Agua mar Amoniaco 14 1 2 3 4 6 8 9 10 11 12 13 5 7

16 Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto: pOH = -log COH–
Como Kw = CH3O+ · COH– = 10–14 Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos: pH + pOH = 14 a una temperatura de 25ºC.

17 Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la COH– y el pOH a 25ºC? pH = – log CH3O+ = 12,6, de donde se deduce que: CH3O+ = 10–pH = 10–12,6 M = 2,5 · 10–13 M Como Kw = CH3O+ · COH– = 1· 10–14 entonces: KW · 10–14 COH– = ——— = —————— = 0,04 M CH3O ,5 · 10–13 pOH = – log COH– = – log 0,04 M = 1,4 Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14

18  Ejercicio : Una disolución de ácido clorhídrico tiene unadensidad de 1,16 g/mL y una pureza del 32,0 % en masa. a) Calcule su concentración expresada en mol/L b) Calcule el pH de una disolución preparada diluyendo mil veces la anterior. a) 32,0 g HCl/35,5 g/mol x mol M = ——————————— = ———— 100 g solución/1,16 g/mL 1000 mL Molaridad = 10,5 mol/L b) pH = –log CH3O+ = –log ( 10,5 · 10–3 M) = 1,98

19 Electrolitos fuertes y débiles
Electrolitos fuertes: () Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac)  Cl– + H+ NaOH (ac)  Na+ + OH– Electrolitos débiles: () Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3–COOH (ac)  CH3–COO– + H+ NH3 (ac)+ H2O  NH4+ + OH–

20 Electrolitos fuertes y débiles
[HA] Ácido fuerte            [HA]      Ácido débil                [A–] [H+] [H+] [A–] [HA]

21 Ejemplo: Justifica por qué el ión HCO3– actúa como ácido frente al NaOH y como base frente al HCl.
El NaOH proporciona OH– a la disolución: NaOH (ac)  Na+ + OH– por lo que HCO3– + OH–  CO32– + H2O en este caso, el ión HCO3– actúa como ácido. El HCl proporciona H+ a la disolución: HCl (ac)  H+ + Cl– por lo que HCO3– + H+  H2CO (CO2 + H2O) En este caso, el ión HCO3– actúa como base.

22 constante de Ka  disociación (K acidez)
Fuerza de ácidos En disoluciones acuosas diluidas (H2O  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la constante de equilibrio: HA + H2O  A– + H3O+ CA– · CH3O CA– · CH3O+ Kc = ——————  Kc · CH2O = ———— = Ka CHA · CH2O CHA constante de Ka  disociación (K acidez)

23 Según el valor de Ka hablaremos de ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad. Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado. Por ejemplo, el ácido acético (CH3 COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 · 10–5 M

24 CA– · CH3O+ x2 Ka = ——————= ———— = 1,8 · 10-5 CHA 0,05 - x
Ejercicio : En un laboratorio se tienen dos matraces, uno contiene 15 mL de HCl cuya concentración es 0,05 M y el otro 15 mL de ácido etanoico (acético) de concentración 0,05 M a) Calcule el pH de cada una de ellas. b) ¿A qué volumen se deberá diluir la más ácida para que el pH de las dos disoluciones sea el mismo? Ka (ácido etanoico) = 1,8 · 10-5 a) HA + H2O  H3O+ + A─ CA– · CH3O+ x Ka = ——————= ———— = 1,8 · CHA ,05 - x X = 1,9 · 10-3 pH = 2,72

25 b) n (H3O+) en HCl = V · Molaridad
= 0,015 L · 0,05 M = 7,5 · 10-4 mol. Para que el pH sea 2,72 CH3O+=10-2,72 M= 1,9 · 10-3 M que será también la CHCl inicial ya que está totalmente disociado. El volumen en el que deberá estar disuelto es: V = n/Molaridad = 7,5 · 10-4 mol/1,9 · 10-3 mol/L = 0,395 L Luego habrá que diluir hasta 395 mL

26 Ácidos polipróticos H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+
Son aquellos que pueden ceder más de un H+. Por ejemplo el H2CO3 es diprótico. Existen pues, tantos equilibrios como H+ disocien: H2CO3 + H2O  HCO3– + H3O+ HCO3– + H2O  CO32– + H3O+ CHCO3–· CH3O CCO32– · CH3O Ka1 = ———————— Ka2 = ——————— CH2CO CHCO3 Ka1 = 4,5 · 10– Ka2 = 5,7· 10–11 Las constantes sucesivas siempre van disminuyendo.

27 Ejemplo: Sabiendo que las constantes de acidez del ácido fosfórico son: Ka1 = 7,5 ·10–3, Ka2 = 6,2 ·10–8 y Ka3 = 2,2 ·10–13, calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4–, HPO42– y PO43– en una disolución de H3PO4 0,08M. Equilibrio 1: H3PO4 + H2O  H2PO4– + H3O+ c. in.(mol/L): 0, c. eq.(mol/L): 0,08 – x x x CH2PO4– · CH3O+ x2 Ka1 = ———————— = ——— = 7,5 · 10-3 CH3PO4 0,08 - x  x = 0,021 CH2PO4– = CH3O+= 0,021 M

28 CHPO4–2 · CH3O+ y (0,021+y) Ka2 = ———————— = —————— = 6,2· 0-8
Equilibrio 2: H2PO4–  + H2O   HPO42– +  H3O+ c. in.(mol/L):    0,021                    0          0,021 c. eq.(mol/L):  0,021 – y                 y        0,021 + y CHPO4–2 · CH3O y (0,021+y) Ka2 = ———————— = —————— = 6,2· 0-8 CH2PO4– ,021-y  y = 6,2·10–8 M = CHPO4–2

29 CPO4–3 · CH3O+ z (0,021+z) Equilibrio 3:
HPO42–  + H2O   PO43– +  H3O+ c. in.(mol/L):  6,2 · 10–8                    0,021 c. eq.(mol/L):  6,2 · 10–8– z           z       0, z CPO4–3 · CH3O z (0,021+z) Ka2 = ———————— = —————— = 2,2 · 10-13 CHPO4– ,2 x 10–8– z  z = 6,5·10–19 M = CPO4–3

30 Fuerza de bases En disoluciones acuosas diluidas (CH2O  constante) la fuerza de una base BOH depende de su constante de equilibrio: B + H2O  BH+ + OH– CBH+ · COH– CBH+ · COH– Kc = —————  Kc · CH2O = ————— = Kb CB · CH2O CB Kb (K basicidad)

31 Fuerza de ácidos y bases (pK)
Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= – log Ka ; pKb= – log Kb Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base. Igualmente, cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.

32 Ejemplo: Determinar el pH y el pOH de una disolución 0,20 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 Equilibrio: NH3 + H2O  NH4+ + OH– conc. in.(mol/L): 0, conc. eq.(mol/L): 0,20 – x x x CNH4+ · COH– x2 Kb = —————— = ——— = 1,8 · 10–5 M CNH3 0,2 – x De donde se deduce que x = COH– = 1,9 · 10–3 M pOH = – log COH– = – log 1,9 · 10–3 = 2,72 pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28

33 Relación entre Ka y Kb conjugada
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O  A– + H3O+ Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O  HA + OH– CA– · CH3O CHA · COH– Ka = ————— ; Kb = ————— CHA CA– CA– · CH3O+ · CHA · COH– Ka· Kb = ——————————— CHA · CA– Ka · Kh = Kw

34 En la práctica, esta relación (Ka · Kb = KW) significa que:
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil. Si un ácido es débil su base conjugada es fuerte. A la constante del ácido o base conjugada en la reacción con el agua se le suele llamar constante de hidrólisis (Kh).

35 Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH–
Ejemplo: Calcular la Kb del KCN si sabemos que la Ka del HCN vale 4,9 · 10–10. El HCN es un ácido débil (constante muy pequeña). Por tanto, su base conjugada, el CN–, será una base relativamente fuerte. Su reacción con el agua será: CN– + H2O  HCN + OH– KW –14 Kb = —— = ———— = 2,0 · 10– Ka ,9 · 10–10

36 Hidrólisis de sales Es la reacción de los iones de una sal con el agua. Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil: Hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–

37 Tipos de hidrólisis. Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en: Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN

38 Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que tanto el Na+ que es un ácido muy débil como el Cl– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios: Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+ Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazados hacia la izquierda.

39 Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO– SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa: CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

40 Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl SE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ lo que provoca que el pH < 7 (dis. Ácida)

41 Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado. Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 y Ka(NH4+) = 5,6 · 10–10 , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4+)

42 La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O  HCN + OH–
Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M. La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O  HCN + OH– CHCN · COH– KW Kh(CN–) = ————— = —————— = CCN– ,0 · 10–10 1· 10–14 M2 Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10– ,0· 10–10 M

43 Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M. CN– + H2O  HCN + OH– Conc inic . (M) 0, Conc equil. (M) 0,01(1–x) 0,01 x 0,01 x CHCN · COH– (0,01 x)2 2,5 · 10–5 = —————— = —————— CCN– 0,01(1–x) Despreciando x frente a 1, se obtiene que x = 0,05 KW 1·10–14 CH3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M COH─ 0,01 · 0,05 pH = – log CH3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,7

44 Ejercicio C: Razone, utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones siguientes son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; a) Acetato potásico: pH básico, ya que CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH– por ser el ác. acético débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte. b) nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.

45 Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones siguientes son ácidos, básicos o neutros. c) Sulfato amónico 0,01 M; d) Hidróxido de bario 0,01 M. c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte. d) hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)

46 Disoluciones amortiguadoras (tampón)
Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están formadas por: Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro: Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio. Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro: Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.

47 Variación del pH al añadir pequeñas cantidades de NaOH o HCl

48 CH3–COONa  CH3–COO– + Na+
Ejemplo: Calcular el pH de una disolución tampón formada por una concentración 0,2 M de ácido acético y 0,2 M de acetato de sodio. Ka (CH3–COOH) = 1,8 · 10–5 . El acetato está totalmente disociado: CH3–COONa  CH3–COO– + Na+ El ácido acético se encuentra en equilibrio con su base conjugada (acetato): H2O + CH3–COOH  CH3–COO– + H3O+ cin (M) 0, , ceq (M) 0,2 – x 0,2 + x x

49 De donde se deduce que: x = CH3O+ = 1,8 · 10–5 M
CCH3–COO– · CH3O (0,2+x)· x 1,8 · 10–5 = ———————— = ————— CCH3–COOH (0,2 – x) De donde se deduce que: x = CH3O+ = 1,8 · 10–5 M pH = – log CH3O+ = 4,74

50 Ejercicio: ¿Cómo variará el pH de la disolución anterior al añadir a un 1 litro de la misma : a) 0,01 moles de NaOH; b) 0,01 moles de HCl? a) Al añadir NaOH (Na+ + OH–), se producirá la neutralización del ácido acético: CH3COOH + NaOH  CH3COO– + Na+ + H2O Suponiendo que la adición de la base apenas afecta al volumen: CCH3COOH = (0,2 –0,01)/1 M = 0,19 M CCH3COO– = (0,2 + 0,01)/1 M = 0,21 M H2O + CH3–COOH  CH3–COO– + H3O+ cin (M) 0,19 0, ceq (M) 0,19 – x ,21 + x x

51 (0,21 + x) · x 1,8 · 10–5 = ——————— (0,19 – x)
De donde se deduce que x = CH3O+ = 1,63 · 10–5 M pH = – log CH3O+ = 4,79 b) Al añadir HCl (H3O+ + Cl–), los H3O+ reaccionarán con los CH3COO–: CH3COO–+ HCl  CH3COOH + Cl– CCH3COOH = (0,2 + 0,01) /1 M = 0,21 M CCH3COO– = (0,2 –0,01) /1 M = 0,19 M Repitiendo el proceso obtenemos que pH = 4,70

52 Indicadores de pH (ácido- base)
Son sustancias que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica: HIn + H2O  In– + H3O+ forma ácida forma básica El cambio de color se considera apreciable cuando CHIn > 10· CIn– o CHIn< 1/10· CIn– CIn– · CH3O+ CHIn Ka = ——————  CH3O+ = Ka · ——— CHIn CIn– pH = pKa + log CIn– / CHIn= pKa  1

53 Algunos indicadores de pH
Color forma ácida Color forma básica Zona de viraje (pH) Violeta de metilo Amarillo Violeta 0-2 Rojo Congo Azul Rojo 3-5 Rojo de metilo 4-6 Tornasol 6-8 Fenolftaleína Incoloro Rosa 8-10

54 Valoraciones ácido-base
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base o ácido utilizado en la reacción de neutralización.

55 Gráfica de valoración de vinagre con NaOH
V NaOH(mL) pH Zona de viraje fenolftaleína

56 Valoraciones ácido-base.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–) = n(H3O+). La reacción de neutralización puede escribirse: b HaA + a B(OH)b  BaAb + a· b H2O En realidad, la sal BaAb (aBb+ + bAa–) se encuentra disociada, por lo que la única reacción es: H3O+ + OH–  2 H2O n(ácido) · a = n(base) · b

57 Valoraciones ácido-base
Vácido · Cácido · a = Vbase · Cbase · b Vácido · Nácido = Vbase · Nbase En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la sal resultante de la neutralización.

58 Vácido · Nácido = Vbase · Nbase (Nbase= 3 · Mbase)
Ejemplo: 100 mL de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 mL de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la concentración de H2SO4? 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO42– +2Al H2O 25 mL · 2 M · 3 = 100 mL · Mácido · 2 De donde: 25 mL · 2 M · Mácido = ——————— = 0,75 M mL · 2 CH2SO4 = 0,75 M Vácido · Nácido = Vbase · Nbase (Nbase= 3 · Mbase) 100 mL · Nácido = 25 mL · 6 N Nácido = 1,5 N  Mácido= Nácido/2 = 0,75 M

59 n(Al(OH)3 = V· M = 25 mL· 2M = 50 mmoles
Ejemplo: 100 mL de una disolución de H2SO4 se neutralizan con 25 mL de una disolución 2M de Al(OH)3 ¿Cuál será la CH2SO4? Podríamos haber calculado n(H2SO4) a partir del cálculo estequiométrico, pues conocemos n(Al(OH)3 = V· M = 25 mL· 2M = 50 mmoles 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3  3SO42– +2Al H2O 3 mol H2SO mol Al(OH)3 ————— = —————— n(H2SO4) mmoles n(H2SO4) = 75 mmol n (H2SO4) mmol CH2SO4 = ————— = ———— = 0,75 M V(H2SO4) mL

60 Ejercicio D: Si 10,1 mL de vinagre han necesitado 50,5 mL de una base 0,20 N para su neutralización. a) Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre; b) Suponiendo que su acidez se debe al ácido acético (ácido etanoico). ¿Cuál es el porcentaje en masa del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06 g/mL? a) Vácido · Nácido = Vbase · Nbase 50,5 mL · 0,20 N Nácido = ———————— = 1,0 N Mácido = 1,0 M 10,1 mL b) Supongamos que tenemos un litro de vinagre: m(á. acético) = Molaridad · M · V = = 1 mol/L · 60 g/mol · 1 L = 60 g msoluto g % = ———— · 100 = ——— · 100 = 5,7 % mdisolución g