Fundamentos Químicos de la Ingeniería · tema 09

Equilibrio ácido-base

Los tres regímenes de una valoración y cómo saber en cuál estás. Ácidos débiles, tampones, hidrólisis de sales y por qué el punto de equivalencia casi nunca cae en pH 7.

Los dos exámenes del segundo cuatrimestre transcritos piden lo mismo: un pH en tres o cuatro situaciones distintas, sobre la misma disolución de partida. Y ese es exactamente el reto del tema: no es que las cuentas sean difíciles, es que hay tres fórmulas distintas y lo primero que hay que acertar es cuál toca.

Lo primero, siempre: cuenta moles y mira quién sobra

Antes de escribir una sola fórmula, haz esta cuenta:

n_{\text{ácido}} = V_a\,M_a \qquad n_{\text{base}} = V_b\,M_b

y compáralas. El resultado te dice en cuál de los tres regímenes estás, y con eso está decidido el 80 % del ejercicio:

situación	qué queda en el vaso	qué fórmula
falta base	ácido sin neutralizar y su sal	tampón — Henderson
justo iguales	solo la sal	hidrólisis — $K_b = K_w/K_a$
sobra base	la sal y base fuerte de sobra	manda el exceso, y nada más

Usar Henderson cuando ya sobra base

Es el fallo que decide el ejercicio, y da resultados absurdos sin avisar.

Henderson supone que en el vaso conviven el ácido débil y su base conjugada. Si has echado más base de la que había ácido, ya no queda ácido: el cociente $[\mathrm{A^-}]/[\mathrm{HA}]$ tiene un cero abajo.

Cuando sobra base fuerte, todo lo demás es despreciable. Con 0,003 mol de sosa en exceso, el pH lo fija ella sola: 12,89. La sal que hay al lado no cambia la tercera cifra.

Un ácido débil solo

K_a = \frac{x^{2}}{C-x} \qquad\text{con } x = [\mathrm{H^+}]

Y el grado de ionización es la fracción que se ha disociado, $\alpha = x/C$ . Para el ácido láctico 1 M sale un 1,16 %: prácticamente todo el ácido sigue entero, que es lo que significa «débil».

La aproximación de despreciar la $x$ del denominador funciona cuando $C/K_a > 100$ , y aquí introduce un error del 0,6 %. Conviene decir en el examen que se ha hecho.

El tampón

Cuando conviven el ácido y su sal, Henderson-Hasselbalch:

\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}

Y un detalle que ahorra trabajo: el cociente puede escribirse con moles en vez de concentraciones, porque los dos están en el mismo volumen y este se cancela. Es la única vez en toda la asignatura en que eso es legítimo.

De ahí sale la propiedad que hace útil a un tampón: diluirlo no le cambia el pH, porque el cociente no cambia. Y en el punto medio de la valoración, cuando queda la mitad del ácido, $[\mathrm{A^-}] = [\mathrm{HA}]$ y $\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a$ exactamente.

El punto de equivalencia, que casi nunca es pH 7

Cuando la base echada iguala al ácido, en el vaso solo hay sal. Pero la sal de un ácido débil no es neutra: su anión es una base, y reacciona con el agua.

K_b = \frac{K_w}{K_a} \qquad [\mathrm{OH^-}] = \sqrt{K_b\,C}

Con el lactato sale $\mathrm{pH} = 8{,}84$ , básico. Y tiene que serlo: si neutralizas un ácido débil con una base fuerte, el que queda mandando es el resto de la base.

Dar pH 7 en el punto de equivalencia

Solo vale para ácido fuerte con base fuerte. En cuanto uno de los dos es débil, su conjugado hidroliza y el punto de equivalencia se desplaza:

ácido débil + base fuerte → equivalencia básica (pH > 7)
ácido fuerte + base débil → equivalencia ácida (pH < 7)

Y hay un descuido de bulto que se cuela aquí: el volumen ha cambiado. Los 0,025 mol de lactato están ahora en 37,5 mL, no en 25, así que la concentración es 0,667 M y no 1.

La receta completa

Moles de ácido y de base. Comparar.
Según quién sobre, elegir régimen.
Recalcular el volumen total — es la suma de los dos.
Aplicar la fórmula del régimen.
Comprobar que el pH tiene sentido: ácido débil solo, entre 1 y 4; tampón, cerca del $\mathrm{p}K_a$ ; equivalencia de ácido débil, por encima de 7; exceso de base fuerte, por encima de 12.

Ese último paso caza casi todos los errores. Si te sale un tampón con pH 9 teniendo un $\mathrm{p}K_a$ de 3,86, algo está mal antes.

La pregunta que responde: ¿por qué la misma valoración necesita cuatro fórmulas distintas? Porque en cada tramo lo que hay en el vaso es otra cosa. Antes de añadir nada hay ácido débil solo; mientras sobra ácido hay una mezcla de ácido y su base conjugada, o sea un tampón; en el punto justo solo queda la base conjugada, y por eso el salto cae por encima de 7; y pasado ese punto manda la sosa que sobra. El primer paso de la receta —contar moles y ver quién sobra— es exactamente elegir en qué tramo de esta curva estás.

Cómo saber que has terminado

Decidir el régimen contando moles, antes de escribir ninguna fórmula.
Calcular el grado de ionización de un ácido débil, y decir si la aproximación era legítima.
Usar Henderson con moles y explicar por qué ahí sí se puede.
Saber que el punto de equivalencia de un ácido débil es básico, y por qué.
Y acordarte de que el volumen total cambia en cuanto añades algo.

Practica lo que acabas de leer

Un ácido débil al 1 %, y el pH que no es 1

Ejemplo introductorio, para entrar de cero. Cada paso equivocado recibe su diagnóstico, no un «incorrecto».

Hacer el ejercicio →

nivel: ejemploEjemplo introductorio · Road to Ingeniería. No es de examen ni de los problemas propuestos de la asignatura.

Un ácido débil al 1 %, y el pH que no es 1

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Calcular el pH y el grado de ionización de una disolución de ácido acético 0,10 M.

Dato: $K_a = 1{,}8\cdot 10^{-5}$ .

El pH de la disolución y el porcentaje de ácido que se ha disociado.

01
Reconocer el camino
COMP1
Si el ácido fuera fuerte, el pH sería 1,00. ¿Por qué no lo es?
02
El pH
COMP2
¿Cuál es el pH de la disolución?
Tu respuesta al paso 2el pH, con dos cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El grado de ionización
COMP2
¿Qué porcentaje del ácido se ha disociado?
Tu respuesta al paso 3el porcentaje, con dos cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el razonamiento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Un ácido débil no se disocia del todo, así que hay un equilibrio con su constante $K_a$ .
2. Con $x = [\mathrm{H^+}]$ , la expresión es $K_a = x^{2}/(C-x)$ .
3. Como $C/K_a$ vale unos 5500, se puede despreciar la $x$ del denominador con un error del 0,7 %.
4. Sale $x = 1{,}33\cdot 10^{-3}$ y pH 2,88, casi dos unidades por encima del ácido fuerte.
5. El grado de ionización es 1,33 %, o sea que 987 de cada 1000 moléculas siguen enteras.
Débil significa «poco disociado», no «poco ácido». La diferencia con un ácido fuerte de la misma concentración son dos unidades de pH.

Resolución completa

La idea. Un ácido fuerte se disocia del todo, así que $[\mathrm{H^+}] = C$ y el pH sale de un logaritmo. Uno débil establece un equilibrio, y hay que resolverlo.

\mathrm{CH_3COOH} \rightleftharpoons \mathrm{CH_3COO^-} + \mathrm{H^+} \qquad K_a = \frac{x^{2}}{C-x}

Como $C/K_a = \frac{0{,}10}{1{,}8\cdot 10^{-5}} \approx 5500$ , muy por encima de 100, se puede despreciar la $x$ del denominador:

x = \sqrt{K_a\,C} = 1{,}34\cdot 10^{-3} \;\Longrightarrow\; \boxed{\;\mathrm{pH} = 2{,}88\;} \qquad \boxed{\;\alpha = 1{,}33\ \%\;}

Cuándo vale la aproximación y cómo decirlo. El criterio es $C/K_a > 100$ . Aquí sobra: sin aproximar sale $1{,}3327\cdot 10^{-3}$ en vez de $1{,}3416\cdot 10^{-3}$ , un 0,7 % que no llega a mover la segunda cifra del pH. En el examen conviene escribir que se ha hecho y por qué — cuesta una línea y es lo que separa una aproximación de un descuido.

La comparación que da la intuición del tema:

	pH	$[\mathrm{H^+}]$
HCl 0,10 M	1,00	$10^{-1}$
acético 0,10 M	2,88	$1{,}3\cdot 10^{-3}$

Cien veces menos protones a la misma concentración. Eso es lo que significa «débil».

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: ejemploEjemplo introductorio · Road to Ingeniería. No es de examen ni de los problemas propuestos de la asignatura.

Un tampón, y el mismo ácido echado en agua

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Se prepara una disolución mezclando 50 mL de ácido acético 0,20 M con 50 mL de acetato de sodio 0,20 M.

a) Calcular su pH.

b) Calcular el pH después de añadir 1 mmol de HCl, y compararlo con el que tendría ese mismo HCl disuelto en 100 mL de agua pura.

Dato: $K_a$ del ácido acético $= 1{,}8\cdot 10^{-5}$ .

El pH del tampón, el pH tras añadir el ácido, y la comparación.

01
Reconocer el camino
COMP1
En el vaso hay a la vez ácido acético y acetato. ¿Qué fórmula toca?
02
El pH del tampón
COMP2
¿Cuál es el pH de la mezcla inicial?
Tu respuesta al paso 2el pH, con dos cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
Y después del ácido
COMP2
Tras añadir 1 mmol de HCl al tampón, ¿cuál es el nuevo pH?
Tu respuesta al paso 3el pH, con dos cifras decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el razonamiento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Al mezclar quedan 0,010 mol de acético y 0,010 de acetato, o sea un tampón a partes iguales.
2. Con el cociente igual a 1, el logaritmo se anula y el pH es el $\mathrm{p}K_a$ : 4,74.
3. El HCl añadido convierte 1 mmol de acetato en acético, así que el cociente pasa de 1 a 0,009/0,011.
4. El pH baja a 4,66: ocho centésimas.
5. El mismo milimol en agua pura daría pH 2,00, casi cinco unidades por debajo.
Un tampón no fija el pH: lo defiende. Y lo defiende mejor cuanto más cerca esté el cociente de 1.

Resolución completa

a) El tampón. Al mezclar volúmenes iguales de dos disoluciones 0,20 M quedan 0,010 mol de cada uno:

\mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} = 4{,}74 + \log 1 = \boxed{4{,}74}

Por qué se puede usar moles en el cociente. Los dos están en el mismo volumen, así que al dividir se cancela. Es la única vez en la asignatura en que eso vale — en $K_c$ , en $K_a$ o en cualquier otra constante hay que pasar a concentración sí o sí.

b) La prueba de para qué sirve. El HCl no se queda como tal: reacciona con el acetato y lo convierte en acético.

\mathrm{A^-}: 0{,}010 \rightarrow 0{,}009 \qquad \mathrm{HA}: 0{,}010 \rightarrow 0{,}011

\mathrm{pH} = 4{,}74 + \log\frac{0{,}009}{0{,}011} = \boxed{4{,}66}

Y el mismo milimol en 100 mL de agua pura:

[\mathrm{H^+}] = \frac{0{,}001}{0{,}100} = 0{,}010 \;\Longrightarrow\; \mathrm{pH} = \boxed{2{,}00}

	pH final	caída
en el tampón	4,66	0,08
en agua pura	2,00	5,00

Sesenta veces menos. Eso es lo que hace un tampón, y por eso la sangre lleva uno —bicarbonato/carbónico— y cualquier reacción biológica se arruinaría sin él.

Y su límite, que es la otra mitad de la idea: el tampón funciona mientras queden los dos. Cuando el acetato se agote, el pH caerá igual que en el agua. La capacidad es máxima con el cociente en 1, que es justo donde se ha preparado este.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: practicaProblema 1 · Problemas propuestos del tema 9, Equilibrio ácido-base · Fundamentos Químicos de la Ingeniería (25975), Escuela de Ingeniería de Gipuzkoa (UPV/EHU) · La colección publica la respuesta final; el desarrollo es nuestro.

Un ácido débil al que diluir le sube el grado de disociación

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Una solución 1M de HNO2 tiene un 2% de ácido ionizado. Calcular: a) La concentración de los iones nitrito, de protones y el pH de la solución, b) Si la solución se diluye 10 veces ¿cuál será el grado de disociación y el pH?

Las concentraciones y el pH antes de diluir, y el grado de disociación y el pH después.

01
Reconocer el camino
COMP1
El enunciado no da $K_a$ : da el grado de disociación. ¿Sirve para resolver el apartado b?
02
La constante del ácido
COMP2
Con la solución 1 M disociada al 2 %, ¿cuánto vale $K_a$ ?
Tu respuesta al paso 2un número en notación científica, como 1,08e-3 — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El pH tras diluir
COMP2
Diluida diez veces, la concentración pasa a 0,1 M. ¿Cuál es el pH?
Tu respuesta al paso 3un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Del apartado a sale la constante, que no depende de la concentración: Ka = 0,02 × 0,02 / 0,98 = 4,08 × 10⁻⁴.
2. Al diluir diez veces la concentración pasa a 0,1 M, y hay que volver a resolver el equilibrio con la misma Ka.
3. La cantidad de protones baja en términos absolutos, de 0,02 M a 6,19 × 10⁻³ M, así que el pH sube de 1,7 a 2,21.
4. Pero la fracción disociada sube, del 2 % al 6,2 %: al haber menos moléculas por unidad de volumen, el equilibrio se desplaza hacia los iones.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

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El mismo ácido, con y sin su sal al lado

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Calcular el grado de ionización y el pH de: a) Una solución 0,05 M de ácido acético b) De la misma solución a la que se agregan, por litro, 0,05 moles de acetato sódico.

Dato: Ka(CH3-COOH) = 1,77 x 10⁻⁵

El grado de ionización y el pH en los dos casos.

01
Reconocer el camino
COMP1
En el apartado b se añade acetato sódico, que es una sal soluble del mismo ácido. ¿Qué hace al equilibrio?
02
El grado de ionización sin la sal
COMP2
Para la solución 0,05 M de ácido acético sola, ¿cuál es el grado de ionización, en tanto por ciento?
Tu respuesta al paso 2un número, con dos decimales, en tanto por ciento — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El pH con la sal
COMP2
Con 0,05 moles de acetato sódico por litro, ¿cuál es el pH?
Tu respuesta al paso 3un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Sola, la solución 0,05 M se disocia hasta x = 9,32 × 10⁻⁴ M, o sea un 1,86 %, y da pH = 3,03.
2. El acetato sódico se disocia por completo y aporta 0,05 M de acetato, que es uno de los productos del equilibrio.
3. Por el efecto del ion común, el equilibrio retrocede y el ácido se disocia mucho menos: el grado cae a 3,54 × 10⁻² %.
4. Con ácido y base conjugada a la misma concentración, el pH es exactamente pKa = 4,75.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

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Una reguladora básica, y el pOH que hay que acordarse de convertir

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Calcular el pH de una solución 0,1 M en amoniaco y 0,05 M en cloruro amónico.

Dato: Kb(NH4OH) = 1,8 x 10⁻⁵

El pH de la disolución reguladora.

01
Reconocer el camino
COMP1
¿Qué papel juega cada una de las dos especies del enunciado?
02
El pOH de la mezcla
COMP2
Aplicando Henderson-Hasselbalch en su forma básica, ¿cuánto vale el pOH?
Tu respuesta al paso 2un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El pH
COMP2
¿Y el pH de la disolución?
Tu respuesta al paso 3un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. El amoniaco es una base débil y el cloruro amónico aporta su ácido conjugado, el ion amonio: la mezcla es una disolución reguladora.
2. pKb = −log(1,8 × 10⁻⁵) = 4,74.
3. Como hay el doble de base que de ácido, el término logarítmico resta 0,30 y el pOH baja a 4,44.
4. Y el pH es 14 − 4,44 = 9,56, básico, que es lo que cabía esperar de una disolución de amoniaco.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

nivel: practicaProblema 11 · Problemas propuestos del tema 9, Equilibrio ácido-base · Fundamentos Químicos de la Ingeniería (25975), Escuela de Ingeniería de Gipuzkoa (UPV/EHU) · La colección publica la respuesta final; el desarrollo es nuestro.

Una valoración cuyo punto de equivalencia no está en pH 7

paso 1 de 4

1.er intento a pelo · al 2.º aparece la pista, al 3.º el desarrollo — la solución nunca se da al fallar: se te dice en qué te has ido y por qué.

Enunciado

Se dispone en el laboratorio de un vaso que contiene 30 mL de ácido hipocloroso 0,1 M ¿Cuál será su pH?

Si se realiza una valoración de este ácido con hidróxido sódico 0,2 M, calcular: a) el volumen en el punto de equivalencia y b) el pH en el punto de equivalencia.

Dato: Ka (HClO) = 3,0 x 10⁻⁸

El pH inicial, el volumen de sosa en el punto de equivalencia y el pH en ese punto.

01
Reconocer el camino
COMP1
En el punto de equivalencia se ha gastado exactamente la sosa necesaria. ¿Qué queda en el vaso?
02
El volumen de sosa
COMP2
¿Qué volumen de NaOH 0,2 M hace falta hasta el punto de equivalencia, en mililitros?
Tu respuesta al paso 2un número entero, en mililitros — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
03
El pH en el punto de equivalencia
COMP2
En el punto de equivalencia todo el ácido es hipoclorito, repartido en los 45 mL totales. ¿Cuál es el pH?
Tu respuesta al paso 3un número, con dos decimales — vale la forma exacta: pi/4, sqrt(3)/2, (e^2-1)/2…
04
Justificar el argumento
COMP4
Ordena el argumento. Una pieza es falsa.
1. Ve eligiendo las piezas en orden.
El razonamiento, en orden
1. Al principio hay ácido débil solo, y el pH sale de √(Ka · C) = √(3,0 × 10⁻⁸ × 0,1), o sea pH = 4,26.
2. El punto de equivalencia iguala milimoles: 30 × 0,1 = V × 0,2, así que V = 15 mL.
3. Ahí todo el ácido se ha convertido en hipoclorito, y hay que rediluirlo en los 45 mL totales, lo que da 0,0667 M.
4. El hipoclorito hidroliza con Kb = 10⁻¹⁴ / Ka = 3,33 × 10⁻⁷, y de ahí sale pOH = 3,83 y pH = 10,17.

Resolución completa

El pH de partida. Ácido débil solo, con $K_a = 3{,}0 \times 10^{-8}$ y $C = 0{,}1$ M. Con una constante tan pequeña la aproximación es holgada:

[\mathrm{H^+}] = \sqrt{K_a C} = \sqrt{3{,}0 \times 10^{-9}} = 5{,}48 \times 10^{-5} \quad\Longrightarrow\quad \mathrm{pH} = 4{,}26

a · El volumen del punto de equivalencia. Se igualan milimoles, no volúmenes ni concentraciones:

30 \times 0{,}1 = 3\ \mathrm{mmol} \qquad V = \frac{3}{0{,}2} = 15\ \mathrm{mL}

b · El pH en ese punto, que es lo que el problema quiere enseñar. No queda ácido: todo se ha convertido en hipoclorito. Y hay dos cosas que se olvidan, las dos por prisa.

La primera es rediluir. Los 3 mmol están ahora en $30 + 15 = 45$ mL, no en 30:

[\mathrm{ClO^-}] = \frac{3}{45} = 0{,}0667\ \mathrm{M}

La segunda es que el hipoclorito hidroliza. Es la base conjugada de un ácido muy débil, así que su $K_b$ no es despreciable:

K_b = \frac{K_w}{K_a} = \frac{10^{-14}}{3{,}0 \times 10^{-8}} = 3{,}33 \times 10^{-7}

[\mathrm{OH^-}] = \sqrt{K_b \cdot C} = 1{,}49 \times 10^{-4} \quad\Longrightarrow\quad \mathrm{pOH} = 3{,}83

\mathrm{pH} = 10{,}17

La regla que sale de aquí, y vale para todas las valoraciones. El punto de equivalencia no está en 7 salvo que ácido y base sean los dos fuertes. Lo que hay que preguntarse es qué queda en el vaso:

se valora	queda	pH del punto
ácido fuerte con base fuerte	sal inerte	7
ácido débil con base fuerte	su base conjugada	mayor que 7
base débil con ácido fuerte	su ácido conjugado	menor que 7

Aquí el pH sube más de tres unidades por encima de 7, y no es un caso raro: cuanto más débil sea el ácido, más básico será su punto de equivalencia.

¿Esto está mal? Dilo →La resolución es nuestra y puede tener fallos. El enunciado es el original.

Equilibrio ácido-base

Lo primero, siempre: cuenta moles y mira quién sobra

Un ácido débil solo

El tampón

El punto de equivalencia, que casi nunca es pH 7

La receta completa

Cómo saber que has terminado

Reconocer el camino

El pH

El grado de ionización

Justificar el argumento

Reconocer el camino

El pH del tampón

Y después del ácido

Justificar el argumento

Reconocer el camino

La constante del ácido

El pH tras diluir

Justificar el argumento

Reconocer el camino

El grado de ionización sin la sal

El pH con la sal

Justificar el argumento

Reconocer el camino

El pOH de la mezcla

El pH

Justificar el argumento

Reconocer el camino

El volumen de sosa

El pH en el punto de equivalencia

Justificar el argumento