Valoración ácido fuerte y base fuerte: pH paso a paso

En una valoración de ácido fuerte con base fuerte, el dato que decide el procedimiento es cuánto reactivo queda después de neutralizar. El pH no se promedia y la concentración inicial del ácido no se conserva mientras añades base. Lo que sí puedes seguir son los moles y el volumen de la mezcla.

Los tres ejercicios siguientes son originales y utilizan un modelo acuoso ideal a 25 °C, HCl y NaOH completamente disociados y volúmenes aditivos. Tomamos Kw = 1,00 × 10⁻¹⁴ y despreciamos las correcciones por actividades. Las concentraciones de exceso utilizadas quedan suficientemente lejos de la neutralidad para aplicar las expresiones sencillas. No son enunciados oficiales ni una predicción de convocatoria.

Una tabla de moles antes del logaritmo

La reacción iónica es H₃O⁺ + OH⁻ → 2 H₂O. Su proporción es uno a uno. Para cada especie calcula n = cV con V en litros; después resta los moles que se neutralizan. La concentración del exceso se obtiene dividiendo los moles restantes por el volumen total.

Si sobra ácido, pH ≈ −log[H₃O⁺]. Si sobra base, calcula primero pOH ≈ −log[OH⁻] y después pH = 14,00 − pOH. En equivalencia, para esta pareja de reactivos, el pH es 7,00. No intentes introducir cero en el logaritmo: aunque no sobre reactivo fuerte, el agua aporta iones.

Ejercicio 1: antes de la equivalencia

Enunciado. Tenemos 30,0 mL de HCl 0,0800 mol/L. Añadimos 10,0 mL de NaOH 0,120 mol/L. Calcula el volumen de equivalencia y el pH de la mezcla.

Paso 1: inventario inicial. El ácido aporta 0,0800 × 0,0300 = 0,00240 mol. La base añadida aporta 0,120 × 0,0100 = 0,00120 mol. Reaccionan 0,00120 mol de cada uno y quedan 0,00120 mol de ácido en exceso.

Paso 2: equivalencia. Para consumir todo el ácido necesitamos 0,00240 mol de OH⁻. Por tanto, Veq = 0,00240 / 0,120 = 0,0200 L, es decir, 20,0 mL de base. Haber añadido 10,0 mL nos sitúa antes de ese punto.

Paso 3: concentración restante. El volumen de la mezcla es 30,0 + 10,0 = 40,0 mL = 0,0400 L. Así, [H₃O⁺] ≈ 0,00120 / 0,0400 = 0,0300 mol/L.

Paso 4: resultado. pH = −log(0,0300) = 1,52. La mezcla sigue siendo ácida, pero menos que el ácido inicial, cuyo pH era aproximadamente 1,10. La reacción y la dilución contribuyen a esa diferencia.

No uses 30,0 mL en el último denominador: eso describiría un volumen que ya no existe después de añadir el valorante. Tampoco interpretes «mitad de equivalencia» como pH igual a pKa; esa relación pertenece a otra situación, la valoración de un ácido débil con su base conjugada presente.

Ejercicio 2: exactamente en equivalencia

Enunciado. Partimos de la misma muestra, pero añadimos 20,0 mL de NaOH 0,120 mol/L. Determina qué especies explican el pH y calcula la concentración de NaCl formada.

Paso 1: neutralización. La base contiene 0,120 × 0,0200 = 0,00240 mol de OH⁻, exactamente los moles iniciales de ácido. Ninguno de los dos reactivos fuertes queda en exceso estequiométrico.

Paso 2: sal. Se forman 0,00240 mol de NaCl en 0,0500 L, por lo que su concentración analítica es 0,0480 mol/L. En agua consideramos separados Na⁺ y Cl⁻; no una colección de moléculas intactas de sal disuelta.

Paso 3: pH. Esos iones no producen una hidrólisis ácido-base apreciable en el modelo. La autoionización del agua determina [H₃O⁺] = [OH⁻] = 1,00 × 10⁻⁷ mol/L y pH = 7,00.

La equivalencia significa proporción estequiométrica, no ausencia de iones. La disolución contiene la sal y conduce electricidad. Tampoco identifica necesariamente el instante exacto de un cambio de color: el punto final experimental depende del indicador y de cómo se detecte.

Ejercicio 3: después de la equivalencia

Enunciado. A los 30,0 mL iniciales añadimos ahora 25,0 mL de la misma base. Calcula el pH.

Paso 1: moles añadidos. n(OH⁻) = 0,120 × 0,0250 = 0,00300 mol.

Paso 2: exceso. Tras consumir 0,00240 mol en la reacción, quedan 0,00300 − 0,00240 = 0,000600 mol de OH⁻.

Paso 3: volumen y concentración. El volumen total es 0,0550 L. Entonces [OH⁻] ≈ 0,000600 / 0,0550 = 0,010909 mol/L.

Paso 4: logaritmos. pOH = 1,9622 y pH = 14,00 − 1,9622 = 12,04. Redondear la concentración antes del logaritmo puede mover la última cifra; conserva los decimales hasta terminar.

Comprueba la forma de la respuesta

Los volúmenes 10,0, 20,0 y 25,0 mL dan, respectivamente, una mezcla ácida, neutra y básica. Esa secuencia es una comprobación independiente del detalle aritmético. Si el último apartado te sale ácido, revisa qué reactivo has puesto como sobrante.

Para practicar sin mirar, cambia únicamente el volumen de base a 15,0 mL. Deben quedar 0,000600 mol de ácido en 0,0450 L y obtenerse pH ≈ 1,88. Explica por escrito por qué no basta con sustituir el nuevo volumen en una fórmula que siga usando la concentración inicial del ácido.

Para situar esta práctica en el bloque, consulta el artículo relacionado de Química. Puedes repasar las expresiones y el vocabulario con el recurso gratuito de Química; es una ayuda de estudio, no material autorizado automáticamente para llevar al examen.

Referencia conceptual en inglés: OpenStax, apartado 1. Los datos y desarrollos de los ejercicios son originales de redbachiller.

Preguntas frecuentes

¿Se pueden restar directamente los valores de pH?

No. Primero se calculan los moles de ácido y base que reaccionan, después la concentración del exceso y finalmente el logaritmo correspondiente.

¿El pH de equivalencia siempre vale siete?

Solo en el modelo de ácido fuerte y base fuerte con una sal que no hidroliza, y a 25 °C. En otras valoraciones la equivalencia puede ser ácida o básica.

¿Qué volumen entra en la concentración final?

El volumen total de la mezcla. En estos ejercicios se supone que los volúmenes son aditivos: se suma el volumen inicial al de base añadido.

Practica el siguiente problema con un criterio claro

Resuelve de nuevo uno de los casos cambiando un dato y explica qué parte del procedimiento permanece igual. Comprueba el resultado con las condiciones del modelo y anota el primer paso que necesitarías revisar, en lugar de repetir únicamente el número final.

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