Volumen de base necesario para neutralizar un ácido sulfúrico comercial

, por F_y_Q

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Si en la etiqueta de un ácido comercial especifica que contiene \ce{H_2SO4} 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 vamos a calcular la molaridad del ácido y luego aplicaremos 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}} = 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 2.76 M.

Condición de neutralización.
Para hacer la neutralización se deben tener los mismos moles de \ce{H^+} que de \ce{OH^-}. Los moles de cada uno se pueden expresar 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:

V_{ac}\cdot M_{ac}\cdot n_{\ce{H+}} = V_b\cdot M_b\cdot n_{\ce{OH-}}

Despejo y sustituyo en la ecuación:

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.