Volumen de base necesario para neutralizar un ácido sulfúrico comercial (5147)

, por F_y_Q

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Si en la etiqueta de un ácido comercial especifica que contiene \ce{H_2SO_4} al 27\ \% (m/V), con una densidad de 1.28 g/mL, ¿qué cantidad de \ce{NaOH} al 0.1 M es necesario para neutralizar 50 mL de la disolución comercial?

P.-S.

En primer lugar, calculas la molaridad del ácido y luego aplicas la condición de neutralización para calcular el volumen de base necesario.

Molaridad del ácido.

Considera un litro de disolución comercial y calcula los moles de soluto, que coincidirán con la molaridad (al ser un litro de disolución el volumen que consideras).

10^3\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{27\ \cancel{g}\ \ce{H2SO4}}{10^2\ \cancel{mL\ D}}\cdot \frac{1\ mol}{98\ \cancel{g}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{2.76 mol \ce{H2SO4}}}

Al ser un porcentaje (m/V) el que te dan, el dato de la densidad no es necesario para hacer el cálculo anterior. La molaridad de la disolución es, por lo tanto, \color[RGB]{0,112,192}{\bf 2.76\ M.

Condición de neutralización.

La neutralización se produce cuando reaccionan los mismos moles de \ce{H^+} que de \ce{OH^-}. Puedes expresar los moles de cada uno en función del volumen y la concentración de las disoluciones de ácido y base respectivamente, pero, y es importante, teniendo en cuenta que el ácido es diprótico y la base solo cede un grupo \ce{OH^-} al disociarse. La ecuación que empleas es:

\color[RGB]{2,112,20}{\bm{V_{ac}\cdot M_{ac}\cdot n_{\ce{H+}} = V_b\cdot M_b\cdot n_{\ce{OH-}}}}

Despejas, sustituyes en la ecuación y calculas:

V_b= \frac{V_{ac}\cdot M_{ac}\cdot 2}{M_b\cdot 1} = \frac{50\ mL\cdot 2.76\ M\cdot 2}{0.1\ M} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 2\ 760\ mL}}

Serán necesarios 2.76 L de la disolución de \ce{NaOH} para neutralizar los 50 mL de la disolución comercial.