Química / Experimentos

Ácidos, bases y neutralización

La titulación utiliza una disolución de concentración conocida para medir la concentración de otra; el cambio de color del indicador ayuda a decidir cuándo dejar de añadir líquido

Los ácidos y las bases están a nuestro alrededor: vinagre, zumo de limón, jabón y limpiadores de hornos. El estómago incluso secreta ácido clorhídrico para ayudar a digerir, y los comprimidos que alivian el malestar estomacal actúan neutralizando una parte del ácido; consulta la página del estómago. Pero ¿qué hace ácida una solución y por qué los ácidos y las bases se «contrarrestan»? Al disolverse la sal, se separa en partículas cargadas llamadas iones, que se mueven por el agua, como muestra la página de cristal iónico. Los ácidos y las bases también liberan iones al disolverse, y toda la historia de la neutralización consiste en el encuentro de dos de esos iones.

Los iones no se ven, pero un indicador muestra los cambios de pH mediante cambios de color. Para interpretar ese cambio debemos distinguir ácidos, bases y álcalis y explicar cómo reaccionan en agua. La valoración de la mesa de laboratorio aplica estas ideas a una tarea concreta: añadir solución gota a gota, observar cuándo cambia de color el indicador y decidir qué significa ese punto final.

¿Qué hace que una disolución sea ácida o básica?

El ácido transfiere un protón al agua

Empecemos por el ácido clorhídrico. Un protón es una partícula positiva del núcleo; el átomo de hidrógeno tiene uno. Cuando el cloruro de hidrógeno, HCl —H es hidrógeno y Cl cloro—, entra en agua, transfiere ese protón a una molécula de agua, como muestra la primera ecuación. La indicación (aq) significa que la partícula está disuelta en agua. H₃O⁺ se llama ion hidronio; el protón en agua también interactúa con moléculas vecinas. Para contar con comodidad usaremos la abreviatura habitual H⁺(aq), sin implicar protones desnudos aislados en el agua.

\mathrm{HCl}(aq)+\mathrm{H_2O}(l)\rightarrow \mathrm{H_3O^{+}}(aq)+\mathrm{Cl^{-}}(aq)

Los álcalis aumentan los iones hidróxido del agua

Los álcalis se disuelven en agua y aumentan la concentración de iones hidróxido, OH⁻. Estos contienen oxígeno e hidrógeno y tienen carga negativa. El hidróxido de sodio aporta OH⁻ al disolverse; el amoníaco reacciona con el agua. Ambos procesos producen una disolución básica y se representan en las dos ecuaciones siguientes.

\mathrm{NH_3}(aq)+\mathrm{H_2O}(l)\rightleftharpoons \mathrm{NH_4^{+}}(aq)+\mathrm{OH^{-}}(aq)

\mathrm{NaOH}(aq)\rightarrow \mathrm{Na^{+}}(aq)+\mathrm{OH^{-}}(aq)

Neutralización: dos iones forman agua

Mezclamos las disoluciones. H⁺, positivo, y OH⁻, negativo, se atraen. Las cargas opuestas se atraen, una ley básica de la fuerza eléctrica. Se combinan para formar agua; puedes profundizar en ley de Coulomb. Los iones sodio y cloruro permanecen disueltos y, si evaporamos el agua, forman sal común. Las ecuaciones siguientes muestran el cambio iónico y la reacción global:

\mathrm{H^{+}}(aq)+\mathrm{OH^{-}}(aq)\rightarrow \mathrm{H_2O}(l)

\mathrm{HCl}(aq)+\mathrm{NaOH}(aq)\rightarrow \mathrm{NaCl}(aq)+\mathrm{H_2O}(l)

¿Base o álcali?

En la descripción de transferencia de protones de esta lección, una base acepta protones. Por ejemplo, OH⁻ acepta H⁺ y forma agua; NH₃ acepta H⁺ y forma NH₄⁺. Muchos óxidos e hidróxidos metálicos reaccionan con ácidos, pero no todos los óxidos metálicos son bases. Una base soluble en agua que aumenta la concentración de OH⁻ se llama álcali; una «disolución básica» es la disolución resultante. El óxido de cobre(II) reacciona con ácidos, pero es insoluble en agua, así que es una base, pero no un álcali.

Ácidos y bases comunes

Ácidos
Nombre	Fórmula química	Dónde se encuentran
Ácido clorhídrico	HCl	En el jugo gástrico, ayuda a digerir alimentos
Ácido sulfúrico	H₂SO₄	Baterías de automóvil; fabricación de fertilizantes
Ácido nítrico	HNO₃	Fabricación de fertilizantes y explosivos
Ácido etanoico (acético) *	CH₃COOH	Vinagre
Ácido cítrico *	C₆H₈O₇	Limones, limas y naranjas
Ácido carbónico *	H₂CO₃	Bebidas carbonatadas: dióxido de carbono disuelto en agua

El asterisco indica un ácido débil: a una concentración dada, no se ioniza por completo (ionizarse significa aquí que el ácido cede un protón a una molécula de agua). Los ácidos fuertes, como el ácido clorhídrico diluido, se ionizan casi completamente. Los ácidos que pueden ceder más de un protón (ácidos polipróticos) deben estudiarse por etapas; por ejemplo, la primera etapa del ácido sulfúrico es muy fuerte, mientras que la siguiente debe tratarse mediante el equilibrio. La fuerza del ácido y la concentración de la disolución son cuestiones distintas.

Bases
Nombre	Fórmula química	¿Es soluble?	Dónde se encuentran
Hidróxido de sodio	NaOH	Sí	Limpiadores de hornos y desagües; fabricación de jabón
Hidróxido de potasio	KOH	Sí	Pilas alcalinas; jabones blandos
Hidróxido de calcio	Ca(OH)₂	Sí	Agua de cal; corrección de suelos ácidos (poco soluble)
Disolución de amoníaco	NH₃(aq)	Sí	Limpiadores domésticos; reacciona con agua para formar OH⁻
Óxido de cobre(II)	CuO	No	Polvo negro; insoluble en agua
Hidróxido de magnesio	Mg(OH)₂	No	Antiácido («leche de magnesia»); prácticamente insoluble en agua
Hidróxido de hierro(III)	Fe(OH)₃	No	Sólido marrón rojizo; insoluble en agua
Óxido de zinc	ZnO	No	Protectores solares y cremas para la zona del pañal; insoluble en agua

pH e indicadores

Consideremos primero disoluciones acuosas a unos 25 °C: pH<7 indica acidez, pH=7 neutralidad y pH>7 basicidad. Neutral significa que las concentraciones de H₃O⁺ y OH⁻ son iguales; el pH neutro varía con la temperatura. De 0 a 14 es el intervalo habitual mostrado aquí, no un límite obligatorio para todas las disoluciones.

El ácido clorhídrico, la disolución de hidróxido de sodio y la sal resultante son incoloros; no vemos cuándo termina la neutralización. Un indicador resuelve esto: suele ser una disolución de un colorante cuyo color cambia con el pH. Cada indicador cambia solo en un pequeño intervalo de pH, así que lo elegimos según el uso. En una titulación debe cambiar dentro del intervalo de aumento brusco de pH cercano al punto de equivalencia, donde ácido y base han reaccionado en la proporción necesaria. El punto final de cambio de color observado está cerca, pero tiene una definición distinta.

Colores de indicadores comunes entre pH 0 y 14
Indicador	0	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	Intervalo de cambio de color
Indicador universalrojo → naranja → amarillo → verde → azul → violeta	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	0–14
Tornasolrojo → violeta → azul	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	4.5–8.3
FenolftaleínaIncoloro → Rosa	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	8.2–10.0
Naranja de metilorojo → naranja → amarillo	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	3.1–4.4
Rojo de metilorojo → naranja → amarillo	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	4.4–6.2
Azul de bromotimolamarillo → verde → azul	pH 0	pH 1	pH 2	pH 3	pH 4	pH 5	pH 6	pH 7	pH 8	pH 9	pH 10	pH 11	pH 12	pH 13	pH 14	6.0–7.6

Los colores son aproximados y dependen de la concentración. El tornasol es una mezcla de colorantes naturales que ayuda principalmente a distinguir acidez y basicidad. El indicador universal también mezcla componentes, preparados para mostrar distintos colores en un intervalo amplio de pH. Por encima de aproximadamente pH 13, la fenolftaleína vuelve a perder color lentamente.

Experimento de titulación

En una valoración usamos una disolución de concentración conocida para determinar la concentración de otra. Contamos partículas mediante el mol: 1 mol contiene aproximadamente $6.022 \times 10^{23}$ partículas de la especie indicada. La concentración en mol/dm³ expresa cuántos moles de soluto hay por decímetro cúbico de disolución; 1 dm³ equivale a 1 litro. Aquí la concentración del hidróxido de sodio es 0.100 mol/dm³, es decir, 0.100 mol de NaOH por litro, y la concentración del ácido clorhídrico es desconocida. Medimos exactamente 25.00 cm³ de ácido y añadimos la disolución alcalina desde una bureta hasta que el ácido queda neutralizado. Como H⁺ y OH⁻ reaccionan en proporción uno a uno, el volumen de disolución alcalina necesario nos permite saber cuánto ácido había.

Este es un laboratorio de exploración libre. Puedes colocar cualquiera de las disoluciones en cualquier recipiente, usar la cantidad que quieras y seguir añadiendo después del cambio de color. Algunas acciones interrumpen el experimento, como ocurriría en un laboratorio real: derramar líquido, llenar demasiado un recipiente o romper el material de vidrio. Cuando termines, el laboratorio comparará tus acciones con el procedimiento de la derecha y señalará dónde puede haberse producido un error en el resultado. Si no sabes por dónde empezar, reproduce primero la demostración.

Mover instrumentos Arrastra el instrumento para moverlo por la mesa. Mientras lo sujetas, la rueda del ratón, el deslizamiento con dos dedos o ↑ / ↓ permiten subirlo o bajarlo; en pantalla táctil, llévalo a la posición de trabajo y se alineará al acercarse. Cerca de un embudo, matraz, vaso o fregadero se alinea automáticamente y aparece una indicación
Usar instrumentos Pulsa un instrumento. Sus botones aparecerán bajo la escena y en la pestaña «Objetos». Los marcados «mantener pulsado» solo actúan mientras los presionas
Seguir los pasos Cada paso de la pestaña «Pasos» indica qué instrumento y botón usar. Al señalarlo o desplegarlo se ilumina el instrumento; «Mostrar ubicación» lo trae a la vista
Mirar y desplazarse Arrastra un espacio vacío para girar la vista; usa W, A, S y D para caminar y las flechas arriba y abajo para subir o bajar, configurable en «Ajustes». En móvil, usa la palanca y los botones de flecha. Si pierdes de vista los instrumentos, pulsa «Volver a la mesa»
El otro lado de la mesa Hay un fregadero con tres grifos, una válvula de gas, un mechero Bunsen y un encendedor. Pulsa una manilla para girarla; arrastra el tubo de goma del mechero a la toma de gas para conectarlo

Puedes consultar o cambiar las teclas para desplazarte en Ajustes (el engranaje de la esquina superior derecha de la página).

Arrastrar solo cambia la posición horizontal · Usa la rueda o «Altura» para subir y bajar

Preparando el modelo…

Pasos y sus motivos

01
Montar la buretaLa bureta ya está sujeta al soporte: pulsa la llave y comprueba que el mando indique «Cerrada»
Sujeta la bureta verticalmente y comprueba que la llave esté cerrada. Inclinarla causa lecturas incorrectas; con la llave abierta, el líquido saldrá al llenarla. Nota para el laboratorio real, no evaluada por el simulador: limpia los instrumentos con agua desionizada. El agua residual diluye las disoluciones, así que enjuaga también la bureta con la disolución de NaOH y la pipeta con el ácido que vas a medir. Basta lavar el matraz con agua desionizada: el agua residual cambia la concentración, pero no la cantidad de sustancia de ácido ya medida.
02
Llenar la bureta con hidróxido de sodioArrastra el vaso de hidróxido de sodio junto al embudo, suelta al alinearse y mantén pulsado «Verter en el embudo»; detente ligeramente por debajo de la marca 0,00
Usa un embudo, pues la boca de la bureta mide solo unos 1 cm. Vierte despacio cerca de la parte superior y detente justo por debajo de 0,00, dentro de la escala. En una bureta real debes soltar algo de líquido para llenar la punta: si queda una burbuja, luego la sustituirá líquido y la lectura incluirá un volumen que nunca llegó al matraz.
03
Retirar el embudoArrastra el embudo fuera de la bureta y suéltalo sobre el vaso vacío
Las gotas que queden en el embudo podrían entrar durante la titulación y cambiar la lectura sin que salga líquido hacia el matraz.
04
Leer el volumen inicialAbre «Escala de la bureta» arriba a la derecha, lee el punto más bajo del menisco y anótalo en la tabla bajo la mesa
Lee el punto más bajo de la superficie curva, el menisco cóncavo, con los ojos a su altura, y registra dos decimales, con precisión de 0,05 cm³. Mirar desde arriba o abajo desplaza la lectura: es el error de paralaje. «Escala de la bureta», arriba a la derecha, muestra una ampliación.
05
Transferir exactamente 25,00 cm³ de ácido al matraz con la pipetaPulsa la pipeta para tomarla y arrastra su punta al vaso de ácido; mantén «Aspirar» y después «Soltar despacio» hasta la marca. Llévala al matraz y mantén «Vaciar por completo»
Una pipeta mide con gran precisión un volumen fijo. Usa una propipeta, nunca aspires con la boca, pues el ácido es corrosivo. Aspira por encima de la marca y deja bajar despacio hasta que el punto inferior del menisco coincida con ella. Deja escurrir al matraz con la punta apoyada en su pared interior; no soples la última gota, ya contemplada por la calibración como líquido que permanece.
06
Añadir 2–3 gotas de fenolftaleínaPulsa el cuentagotas, mantén «Apretar la pera» y suelta para aspirar indicador; llévalo sobre el matraz y aprieta hasta dejar caer 2–3 gotas
El punto de equivalencia es donde H⁺ y OH⁻ se consumen en la proporción de reacción. El indicador muestra el punto final: aquí, un rosa pálido que persiste tras mezclar bien. La fenolftaleína cambia aproximadamente entre pH 8,2 y 10, no justo al superar 7. Como el pH cambia deprisa cerca de la equivalencia, el pequeño exceso de base del punto final puede quedar cerca de ella; siguen siendo conceptos distintos. Añade solo unas gotas, pues el propio indicador es un ácido débil.
07
Colocar el matraz sobre la placa blanca bajo la buretaArrastra el matraz hacia la punta de la bureta; se alineará con la placa blanca inferior
El fondo blanco permite ver fácilmente el primer rosa pálido. La punta de la bureta debe estar justo sobre la boca o apenas dentro del cuello para que todas las gotas entren en el matraz.
08
Añadir base mientras se agita continuamentePulsa la llave de la bureta, arrastra el mando hacia arriba para abrirla y mantén «Agitar» mientras entra la base
Abre la llave y agita el matraz mientras entra base. Donde cae aparece rosa que desaparece al agitar: esa pequeña zona se vuelve temporalmente básica, pero el resto todavía contiene ácido. Haz primero un ensayo aproximado rápido para localizar el punto final.
09
Cerca del punto final, añadir gota a gotaReduce la apertura a «Gota a gota» o pulsa −, agita tras cada gota y pulsa «Cerrar» cuando persista un rosa pálido
En una titulación precisa puedes añadir con rapidez hasta aproximadamente 1 cm³ antes del volumen del ensayo preliminar. En ese último tramo, añade gota a gota y agita después de cada una. Detente cuando una gota deje un rosa pálido que persista al agitar. Cada gota mide unos 0,05 cm³; añadir demasiado rápido puede sobrepasar el punto final, y la base sobrante no se puede retirar.
10
Leer el volumen final y calcular el volumen de titulaciónVuelve a leer «Escala de la bureta» y anota el valor final en la tabla
El volumen añadido es la lectura final menos la inicial. Registra ambas lecturas, no solo la diferencia, para poder detectar después errores en cualquiera de ellas.
11
Repetir hasta obtener dos volúmenes concordantesPulsa «Vaciar y enjuagar» bajo la mesa y vuelve al paso 5, midiendo otros 25,00 cm³ de ácido
Vacía y enjuaga el matraz, mide 25,00 cm³ de ácido con la pipeta, añade indicador y repite. Los resultados que difieren como máximo 0,10 cm³ son concordantes; calcula el promedio solo de los concordantes y excluye el ensayo aproximado.
12
Calcular la concentración del ácidoIntroduce la concentración en «Tu registro experimental» y pulsa «Terminar y comprobar el experimento»
La cantidad de sustancia $n$ cuenta partículas en mol; 1 mol contiene aproximadamente $6.022 \times 10^{23}$ partículas especificadas. La concentración es $c = n/V$ , así que $n = cV$ , con V en unidades compatibles. Practiquemos: un volumen medio de 24,80 cm³ equivale a 0,02480 dm³, de modo que $n(\mathrm{NaOH}) = 0.100 \times 0.02480 = 0.002480\text{ mol}$ . Como la proporción de reacción es 1:1, $n(\mathrm{HCl})$ es igual. El volumen de ácido es 0,02500 dm³, por lo que $c(\mathrm{HCl}) = 0.002480 / 0.02500 = 0.0992\text{ mol/dm³}$ . Son datos de ejemplo, no lecturas que sustituyan a las de tu experimento.

Balanza0.00 g

Exploración libreArrastrar solo cambia la posición horizontal · Usa la rueda o «Altura» para subir y bajarDerramado 0.0 mL · 0.00 g

Lee tú mismo el volumen de la bureta en «Escala de la bureta»

Tu registro experimental

Anota cada lectura con dos cifras decimales. Selecciona los volúmenes de titulación que difieran entre sí como máximo 0,10 cm³ para incluirlos en el promedio.

Concepto	Ensayo aproximado	1	2	3
Lectura final de la bureta / cm³
Lectura inicial de la bureta / cm³
Volumen de titulación / cm³	–	–	–	–
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Volumen medio de titulación: – cm³

Concentración del ácido clorhídrico / mol dm⁻³