Reacciones de neutralización ácido - base

Concepto de neutralización.

Llamamos reacción de neutralización a la que ocurre entre un ácido y una base. De manera habitual, el resultado es una sal (que queda disuelta) y agua.

ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA

Como excepción, en las neutralizaciones en las que participa el amoniaco u otras bases débiles, el agua no suele escribirse. Fíjate cómo en esta reacción no es útil escribir el agua: sería imposible ajustarla.  

Al generarse una neutralización entre dos especies pueden ocurrir dos cosas: que ambas estén en una relación estequiométrica exacta en la que todo el ácido reacciona con toda la base o que haya uno de los dos en exceso. La forma de tratar estos dos casos es diferente. Veámoslo

Neutralizaciones exactas.

Son aquellas en las que el ácido y la base están en una proporción estequiométrica exacta. Es decir, que hay la cantidad exacta de cada especie para que todo el ácido y toda la base reaccionen sin que sobre nada de ninguno de los dos. 

Ejemplo: Se mezclan 100 mL de una disolución 0.5 M de NaOH y 50 mL de una disolución 1 M de HCl. Indica pH (ácido, básico o neutro) final de la mezcla. 

Solución

Empecemos escribiendo la reacción de neutralización involucrada:

Calcularemos la cantidad de moles de cada especie que tenemos:

Ahora tomaremos una de las dos especies, la que tú prefieras, y calcularemos, por estequiometría, la cantidad de la otra que necesitamos. Por ejemplo, vamos a partir de la cantidad de NaOH que tenemos y calculemos, por estequiometría y teniendo mucho cuidado de que la reacción esté ajustada, la cantidad de HCl que necesitamos para que todo el NaOH reaccione por completo

Vemos que necesitamos 0.05 mol de HCl, que es exactamente la misma cantidad que tenemos. La neutralización es exacta. Es decir, al mezclar las dos disoluciones, no quedarán H+ ni OH- en disolución. Solo quedará sal y agua. 

Por último, tenemos que pensar qué tipo de sal tenemos entre manos. 

Disociaremos la sal, para recordar qué iones tenemos en disolución:

Ya sabemos de qué ácido o base proviene cada ion en la neutralización: el catión sodio procede del NaOH y el anión cloruro viene del HCl. 

El NaOH es una base fuerte, así que podemos asumir que el Na+ no es lo suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua e hidrolizarse. 

Lo mismo ocurre con el HCl, que es un ácido fuerte. Su base conjugada no es lo suficientemente fuerte como para hidrolizarse. 

Como ninguno de los iones genera protones ni hidroxilos, ninguno modifica el pH de una disolución acuosa. Por lo que podemos afirmar que el pH final de la neutralización será neutro. 

¡MUCHO OJO CON ESTO! El pH final es neutro porque la sal que obtuvimos es la resultante de hacer reaccionar un ácido fuerte con una base fuerte, dando una sal neutra. Pero no todas las sales que obtenemos de una neutralización son neutras, aunque el proceso se llame neutralización. 

En resumen: el pH final de una disolución estequiométrica exacta depende de la hidrólisis de la sal que se forma.

Neutralizaciones incompletas

Son aquellas en las que la proporción entre el ácido y la base no es exacta. Siempre sobra uno de los dos. Usaremos el concepto de “reactivo limitante” y “reactivo en exceso”.

La especie que modificará el pH será, fundamentalmente, la que queda en exceso. Aunque pueden formarse disoluciones reguladoras (lo veremos más adelante).

Ejemplo: Se preparan 250 mL de una disolución de HCl a partir de 2 mL de un ácido clorhídrico comercial de 36,2% de riqueza en masa y densidad 1,18 g·mL-1. Calcule: 

a) La concentración de la disolución preparada y su pH. 

b) El pH de la disolución resultante de mezclar 75 mL de la disolución final de HCl con 75 mL de una disolución de NaOH 0,1 M.

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; Cl = 35,5

Solución

a) Calcularemos la concentración del ácido clorhídrico final teniendo en cuenta los datos de concentración y densidad conocidos. 

Calculamos primero la cantidad de moles totales que hay en la disolución:

Llegamos a la concentración dividiendo entre el volumen de la disolución:

Al ser un ácido fuerte que está totalmente disociado, la concentración de protones será igual a la concentración inicial del ácido. Por tanto:

 

b) Primero debemos saber si la neutralización es exacta o no lo es. 

Calcularemos la cantidad de moles de cada una de las especies existentes en la disolución:

Podemos ver claramente que no hay la misma cantidad de ácido que de base. Y a través de la reacción de neutralización podemos ver qué reactivo es el limitante y cuál se encuentra en exceso:

Partamos de uno de los compuestos (en este caso el NaOH) y calculemos la cantidad del otro que necesitamos (en este caso el HCl).

Tenemos falta de ácido clorhídrico. Necesitamos y únicamente tenemos Por tanto, el HCl es el reactivo limitante (el que se consume por completo) y el NaOH es el reactivo en exceso (el que sobra).

El pH final será básico, porque la especie sobrante es una base, que libera OH- al medio. 

Calculamos la cantidad de base que sobra: 

Calculamos el pOH final de la disolución y finalmente el pH a partir de la concentración de NaOH

Como la disociación del NaOH es total:

 

Ejercicios resueltos.

1. Se prepara una disolución disolviendo 5,00 g de hidróxido de sodio en agua hasta un volumen final de 250 mL. Calcule el volumen necesario de una disolución 0,100 M de ácido sulfúrico necesario para neutralizar 50,0 mL de la disolución inicial. Formule la reacción. 

Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Na = 23,0.

Solución

Primero escribimos la reacción de neutralización ajustada:

Calculamos la concentración de la disolución de NaOH, teniendo en cuenta su masa molecular: 

Calculamos la cantidad de ácido sulfúrico que necesitamos para neutralizar los 50 mL de una disolución 0.5 M de NaOH:

Calculamos el volumen teniendo en cuenta el número de moles y la molaridad:

 

2. Se mezclan 100 mL de una disolución 0.5 M de NaOH y 50 mL de una disolución 1 M de CH3COOH. Indica pH (ácido, básico o neutro) final de la mezcla. 

Solución

De nuevo, empecemos escribiendo la reacción de neutralización involucrada:

Calcularemos la cantidad de moles de cada especie que tenemos:

Ahora tomaremos una de las dos especies, por ejemplo, el NaOH y calcularemos la cantidad que necesitamos de CH3COOH, teniendo en cuenta la estequiometría. 

Vemos que necesitamos 0.05 mol de CH3COOH, que es exactamente la misma cantidad que tenemos. La neutralización es exacta. Es decir, al mezclar las dos disoluciones, no quedarán H+ ni OH- en disolución. Solo quedará sal y agua. 

Por último, tenemos que pensar qué tipo de sal tenemos. En este caso, la sal que se forma, el acetato de sodio, se comporta de una forma un poco distinta. 

Para verlo, disociaremos la sal, para entender qué iones tenemos en disolución:

Ya sabemos de qué ácido o base proviene cada ion en la neutralización: el catión sodio procede del NaOH y el anión acetato viene del CH3COOH. 

El NaOH es una base fuerte. Cuanto más fuerte es una base, más débil es su ácido conjugado, así que podemos asumir que el Na+ no es lo suficientemente fuerte como para reaccionar con el agua e hidrolizarse. 

El CH3COOH es un ácido débil. Cuanto más débil es un ácido, más fuerte es su base conjugada. Es decir, podemos entender que el ion acetato tiene la suficiente fuerza como para reaccionar con el agua: hidrolizarse. Veamos cómo:

En esta reacción vemos cómo la presencia de ion acetato genera hidroxilos en disolución. Es decir, el acetato de sodio modifica el pH, volviéndolo básico. 

El pH final de la disolución es básico. 

3.  Se mezclan 500 mL de HCl 0.1 M con 40 mL de NaOH 1M y agua hasta conseguir 1 L de disolución. ¿Cuál es su pH?

Solución

De nuevo, observaremos si la disolución es exacta o no lo es:

Calcularemos la cantidad de moles de cada una de las especies existentes en la disolución:

Podemos ver claramente que no hay la misma cantidad de ácido que de base. Y a través de la reacción de neutralización podemos ver qué reactivo es el limitante y cuál se encuentra en exceso:

La proporción estequiométrica es 1:1. 

Veamos otra forma de resolver estos ejercicios, bastante común en algunos institutos. Haremos una tabla, similar a las tablas de equilibrio:

	HCl	NaOH	NaCl	H2O
n0	0.05	0.04	0	0
nreaccionan	0.04	0.04	0.04	0.04
nsin reaccionar	0.01	0	0.04	0.04

A diferencia de lo que ocurre en las tablas de equilibrio, todo el reactivo posible reacciona. No desaparece “x” sino que desaparece la máxima cantidad posible según el reactivo limitante. 

Veamos que el reactivo en exceso es el HCl, del cual sobran 0.01 moles. Podemos calcular el pH a partir de ahí. 

Como el HCl es un ácido fuerte, totalmente disociado:

Calculamos, finalmente, el pH: