LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES · PDF file... 5 y 7. 2.12 LEY DE LAS ... de los...

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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



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:

_____________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________

_________________________________________________________________________

41

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


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


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


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


% = 10

g de soluto =


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 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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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)


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


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 =


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 =


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


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.


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


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.


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


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


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


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


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 ( )

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