Neutralización y titulaciones

En el laboratorio se lleva a cabo la neutralización de $40{,}0\,\text{mL}$ de una disolución acuosa de hidróxido de bario, $\mathrm{Ba(OH)_2}$, de concentración $0{,}050\,\text{M}$, empleando como reactivo valorante una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, de concentración $0{,}125\,\text{M}$ a la temperatura de $25\,^\circ\text{C}$.

1. a) Escribe la ecuación química ajustada correspondiente a la reacción de neutralización que tiene lugar.
2. b) Calcula el volumen de disolución de $\mathrm{HCl}$, expresado en mililitros, que se requiere añadir para alcanzar exactamente el punto de equivalencia estequiométrico.

Al realizar la valoración volumétrica de $25{,}0\,\text{mL}$ de ácido acético, $\mathrm{CH_3COOH}$ (ácido débil), con una disolución de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$ (base fuerte), el punto de equivalencia se alcanza teóricamente a $\mathrm{pH} \approx 8{,}8$. En el laboratorio se dispone de dos indicadores ácido-base: rojo de metilo (intervalo de viraje de $\mathrm{pH}$ entre $4{,}4$ y $6{,}2$, de rojo a amarillo) y fenolftaleína (intervalo de viraje de $\mathrm{pH}$ entre $8{,}2$ y $10{,}0$, de incoloro a rosa).

1. a) Define y diferencia de forma concisa el concepto de punto de equivalencia frente al de punto final de una valoración volumétrica.
2. b) Justifica cuál de los dos indicadores resulta idóneo para minimizar el error experimental en esta valoración.

En un laboratorio de control químico se valoran $50{,}0\,\text{mL}$ de una disolución acuosa de ácido nítrico, $\mathrm{HNO_3}$, $0{,}0400\,\text{M}$ mediante la adición controlada de una disolución patrón de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, de concentración $0{,}0500\,\text{M}$ a $25\,^\circ\text{C}$.

Dato: $K_\mathrm{w} = 1{,}00 \cdot 10^{-14}$ a $25\,^\circ\text{C}$. Se asumen volúmenes estrictamente aditivos.

1. a) Determina el $\mathrm{pH}$ de la mezcla resultante tras haber adicionado $30{,}0\,\text{mL}$ de la disolución de $\mathrm{NaOH}$. Calcula asimismo el volumen de valorante necesario para alcanzar el punto de equivalencia y justifica el valor del $\mathrm{pH}$ en dicho punto.
2. b) Calcula el nuevo valor de $\mathrm{pH}$ de la disolución tras añadir un volumen acumulado de $45{,}0\,\text{mL}$ de $\mathrm{NaOH}$ (en exceso respecto al punto de equivalencia). Considera ideales las disoluciones y aditivos los volúmenes.

Para determinar la concentración desconocida de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, $\mathrm{HCl}$, se toma una alícuota de $25{,}0\,\text{mL}$ con una pipeta aforada y se transfiere a un matraz erlenmeyer, añadiendo dos gotas de fenolftaleína. Se llena una bureta graduada de $50{,}0\,\text{mL}$ (incertidumbre de lectura de $\pm 0{,}05\,\text{mL}$ por enrase) con una disolución patrón de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, $0{,}100\,\text{M}$. En la figura se detalla el montaje experimental junto a la lectura inicial de la bureta y la lectura final en el instante de viraje.

La lectura inicial del menisco es de $1{,}20\,\text{mL}$ y la lectura final en el punto de viraje persistente es de $24{,}60\,\text{mL}$.

1. a) Determina el volumen neto de disolución de $\mathrm{NaOH}$ consumido en la valoración y calcula la incertidumbre absoluta asociada a dicha medida volumétrica.
2. b) Calcula la concentración molar de la disolución de $\mathrm{HCl}$ analizada, expresando el resultado con las cifras significativas adecuadas. Estima conservadoramente la incertidumbre del volumen consumido sumando las dos incertidumbres máximas de lectura.

Se analiza la riqueza en ácido acético, $\mathrm{CH_3COOH}$, de un vinagre comercial de densidad $1{,}01\,\text{g/mL}$. Para ello, se toman $10{,}0\,\text{mL}$ del vinagre con pipeta aforada, se introducen en un balón aforado de $100{,}0\,\text{mL}$, se enrasa con agua desionizada y se homogeneiza. A continuación, se extrae una alícuota de $20{,}0\,\text{mL}$ de la disolución diluida y se valora con una disolución acuosa de $\mathrm{NaOH}$ de concentración $0{,}120\,\text{M}$ en presencia de fenolftaleína. Para alcanzar el punto final se consumen exactamente $16{,}5\,\text{mL}$ de valorante.

Datos: Masas atómicas relativas: $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{H}=1{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Escribe la ecuación ajustada de la reacción de neutralización.
2. b) Calcula la concentración molar del ácido acético en el vinagre original y determina su porcentaje en masa ($\%\,\text{m/m}$).

Se desea cuantificar el contenido en carbonato de calcio, $\mathrm{CaCO_3}$, de una tableta antiácida comercial de masa total $1{,}20\,\text{g}$. La muestra pulverizada se hace reaccionar con $50{,}0\,\text{mL}$ de disolución acuosa de $\mathrm{HCl}$ $0{,}600\,\text{M}$, generándose dióxido de carbono según el proceso:

$\mathrm{CaCO_3\,(s) + 2\,HCl\,(aq) \rightarrow CaCl_2\,(aq) + CO_2\,(g) + H_2O\,(l)}$.

Una vez expulsado todo el gas formado, el exceso de ácido clorhídrico remanente se valora por retroceso con una disolución de $\mathrm{NaOH}$ $0{,}250\,\text{M}$, requiriéndose un volumen de $44{,}0\,\text{mL}$ de la base para alcanzar el viraje.

Datos: Masas atómicas: $\mathrm{Ca}=40{,}1$; $\mathrm{C}=12{,}0$; $\mathrm{O}=16{,}0$.

1. a) Calcula la cantidad de sustancia de $\mathrm{HCl}$, en moles, que reaccionó con el $\mathrm{CaCO_3}$.
2. b) Determina la masa de $\mathrm{CaCO_3}$ presente en la tableta y su porcentaje en masa en el medicamento. Supón que los demás componentes de la tableta no reaccionan con el ácido y que no se pierde HCl durante la expulsión del gas.

En un laboratorio docente quedan restos de ácido sulfúrico concentrado, $\mathrm{H_2SO_4}$, y de disolución concentrada de hidróxido de sodio, $\mathrm{NaOH}$, ambos etiquetados como corrosivos. Un estudiante propone mezclarlos directamente en un vaso y verter el resultado por el desagüe. a) Identifica dos riesgos de esa propuesta y explica qué protección de ojos, piel y ropa requiere el trabajo supervisado con reactivos corrosivos. b) Propón cómo identificar, separar y comunicar estos residuos al responsable del laboratorio para su gestión conforme al procedimiento del liceo. Justifica por qué la posible neutralización debe ser una operación controlada y no una mezcla improvisada de concentrados.