🧪 Métodos clásicos I: volumetrías

1. En una valoración volumétrica ácido-base, ¿cómo se define correctamente el punto de equivalencia?

1. El punto teórico en que los equivalentes de titulante agregados son químicamente equivalentes a los equivalentes del analito presente en la muestra.
2. El punto en que el indicador cambia de color de forma visible para el operador durante la valoración.
3. El volumen de titulante en el que la disolución alcanza su máxima conductividad eléctrica.
4. El momento en que se ha agregado exactamente el doble del volumen teórico necesario para neutralizar el analito.

El punto de equivalencia es un concepto teórico (equivalentes de titulante = equivalentes de analito); el punto final es lo que se observa físicamente por el indicador y puede diferir de él (error de valoración). (Skoog, West, Holler, Crouch, Fundamentos de Química Analítica, 9a ed., Cengage, cap. 13)

2. Se valora una disolución de H2SO4 con NaOH. Considerando que el H2SO4 es diprótico y el NaOH monobásico, ¿qué expresión permite calcular correctamente la concentración del ácido en el punto de equivalencia?

1. 1 × M(H2SO4) × V(H2SO4) = 2 × M(NaOH) × V(NaOH)
2. 2 × M(H2SO4) × V(H2SO4) = 1 × M(NaOH) × V(NaOH)
3. 1 × M(H2SO4) × V(H2SO4) = 1 × M(NaOH) × V(NaOH)
4. 2 × M(H2SO4) × V(H2SO4) = 2 × M(NaOH) × V(NaOH)

El H2SO4 aporta 2 H+ por mol y el NaOH 1 OH- por mol; al igualar equivalentes (n·M·V) se obtiene 2·M(H2SO4)·V(H2SO4) = 1·M(NaOH)·V(NaOH). Ignorar el factor 2 (como en la tercera opción) es un error común al asumir una relación 1:1. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, 9a ed., Reverté, cap. 6-7)

3. Al valorar una disolución de HCl con NaOH, ambos fuertes, ¿cuál es el valor aproximado del pH en el punto de equivalencia a 25 °C?

1. Menor que 7, porque el HCl es un ácido fuerte que domina el equilibrio.
2. Mayor que 7, porque el exceso de base remanente satura el medio.
3. Variable, y depende exclusivamente de las concentraciones iniciales de ambos reactivos.
4. Igual a 7, porque la sal formada (NaCl) no sufre hidrólisis apreciable.

Al ser ácido y base fuertes, la sal (NaCl) no hidroliza, por lo que en el punto de equivalencia el pH es 7 a 25 °C. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 14)

4. Un analista valora una muestra de ácido acético (CH3COOH, ácido débil) con NaOH 0.1000 mol/L. ¿Qué indicador debe elegir para detectar el punto final con el menor error de valoración?

1. Anaranjado de metilo, porque vira en la zona ácida coincidente con el punto de equivalencia.
2. Negro de eriocromo T, porque forma un quelato coloreado con el catión metálico presente.
3. Fenolftaleína, porque el punto de equivalencia es básico por hidrólisis del acetato formado.
4. Almidón, porque forma un complejo azul intenso que marca el exceso de titulante.

En un ácido débil valorado con base fuerte, el punto de equivalencia es básico (pH > 7) por la hidrólisis del acetato; la fenolftaleína, que vira en pH 8.0-9.6, es adecuada, mientras que el anaranjado de metilo viraría antes de tiempo. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 14; Harris, cap. 9)

5. Se valora una disolución de NH3 (base débil) con HCl estandarizado. ¿Cuál indicador es el más adecuado para minimizar el error de valoración?

1. Anaranjado de metilo, porque el punto de equivalencia es ácido por hidrólisis del NH4+ formado.
2. Fenolftaleína, porque vira en la zona básica donde se ubica el punto de equivalencia.
3. Almidón, porque forma un complejo coloreado con el exceso de titulante ácido.
4. Negro de eriocromo T, porque cambia de color al formarse el complejo metálico correspondiente.

En una base débil valorada con ácido fuerte, el punto de equivalencia es ácido (pH < 7) por hidrólisis del NH4+; el anaranjado de metilo, que vira en pH 3.1-4.4, es el indicador correcto. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 14; Harris, cap. 9)

6. ¿Cuál es el intervalo aproximado de pH de viraje de la fenolftaleína como indicador ácido-base?

1. pH 6.0-7.6
2. pH 3.1-4.4
3. pH 10.0-12.0
4. pH 8.0-9.6

La fenolftaleína es incolora en medio ácido y rosa/fucsia en medio básico, con intervalo de viraje aproximado de pH 8.0 a 9.6. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, tabla de indicadores ácido-base, cap. 9)

7. ¿En qué intervalo de pH vira el anaranjado (naranja) de metilo y cuál es el cambio de color asociado?

1. pH 3.1-4.4, de rojo a amarillo.
2. pH 3.1-4.4, de amarillo a rojo.
3. pH 8.0-9.6, de incoloro a rosa.
4. pH 4.4-6.2, de rojo a amarillo.

El anaranjado de metilo vira de rojo a amarillo en el intervalo de pH 3.1 a 4.4; invertir el sentido del cambio de color (opción 2) es un error frecuente entre estudiantes. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, tabla de indicadores ácido-base, cap. 9)

8. Para estandarizar una disolución de NaOH se pesan 0.5104 g de biftalato de potasio (KHP, M = 204.22 g/mol), se disuelven en agua y se valoran con la disolución de NaOH hasta el vire de fenolftaleína, gastándose 24.50 mL. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución de NaOH?

1. 0.2040 mol/L
2. 0.05102 mol/L
3. 0.1020 mol/L
4. 1.020 mol/L

n(KHP) = 0.5104 g / 204.22 g/mol = 2.500×10⁻³ mol; como la relación KHP:NaOH es 1:1, la concentración es 2.500×10⁻³ mol / 0.02450 L = 0.1020 mol/L. Suponer erróneamente una relación 1:2 (KHP como diprótico) da 0.2040 mol/L. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 13-14 (patrón primario KHP))

9. Se estandariza una disolución de HCl empleando carbonato de sodio (Na2CO3, M = 106.00 g/mol) como patrón primario. Se pesan 0.2650 g de Na2CO3, se disuelven y se valoran con la disolución de HCl hasta el vire de anaranjado de metilo (reacción completa a CO2 y H2O), gastándose 42.00 mL. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución de HCl?

1. 0.05952 mol/L
2. 0.1190 mol/L
3. 1.190 mol/L
4. 0.2381 mol/L

n(Na2CO3) = 0.2650 g / 106.00 g/mol = 2.500×10⁻³ mol; la reacción Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O + CO2 tiene relación 1:2, por lo que n(HCl) = 5.000×10⁻³ mol y M(HCl) = 5.000×10⁻³ mol / 0.04200 L = 0.1190 mol/L. Omitir el factor 2 (error frecuente) lleva a 0.05952 mol/L. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 13-14 (patrón primario Na2CO3))

10. En la valoración de 25.00 mL de una disolución de HCl con NaOH 0.1000 mol/L, se registran los siguientes volúmenes de titulante gastados en tres réplicas: réplica 1 = 22.10 mL; réplica 2 = 22.30 mL; réplica 3 = 22.20 mL. Con base en el volumen promedio, ¿cuál es la concentración molar de la disolución de HCl?

1. 0.1000 mol/L
2. 0.2664 mol/L
3. 0.08880 mol/L
4. 0.1126 mol/L

El volumen promedio es 22.20 mL; n(NaOH) = 0.1000 mol/L × 0.02220 L = 2.220×10⁻³ mol = n(HCl) (relación 1:1); M(HCl) = 2.220×10⁻³ mol / 0.02500 L = 0.08880 mol/L. Usar la suma de los tres volúmenes en vez del promedio da 0.2664 mol/L; invertir la razón de volúmenes da 0.1126 mol/L. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, cap. 6-7 (ley de equivalentes aplicada a datos de tabla))

11. Una muestra de 0.4000 g de un ácido monoprótico desconocido se disuelve y se valora con NaOH 0.1000 mol/L, gastándose 32.00 mL hasta el punto de equivalencia (fenolftaleína). ¿Cuál es la masa molar del ácido?

1. 250.0 g/mol
2. 12.50 g/mol
3. 62.50 g/mol
4. 125.0 g/mol

n(NaOH) = 0.1000 mol/L × 0.03200 L = 3.200×10⁻³ mol = n(ácido) por ser monoprótico (relación 1:1); M = 0.4000 g / 3.200×10⁻³ mol = 125.0 g/mol. Suponer erróneamente que el ácido es diprótico da 62.50 g/mol. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, cap. 6-7 (ley de equivalentes))

12. En el método de Mohr para la determinación de cloruros con AgNO3, ¿qué sustancia se emplea como indicador?

1. Cromato de potasio (K2CrO4)
2. Tiocianato de amonio (NH4SCN)
3. Ion Fe3+ (alumbre férrico)
4. Diclorofluoresceína

El método de Mohr utiliza K2CrO4 como indicador: al agotarse el Cl-, el exceso de Ag+ forma un precipitado rojo ladrillo de Ag2CrO4 que marca el punto final. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18; Harris, cap. 7)

13. ¿Cuál es la señal del punto final en el método de Mohr y en qué intervalo de pH debe realizarse la valoración?

1. Cambio de color del indicador adsorbido sobre el precipitado de AgCl, al invertirse la carga superficial.
2. Aparición de un precipitado rojo ladrillo de Ag2CrO4, en medio neutro a ligeramente básico (pH ≈ 6.5-9).
3. Formación de un complejo azul intenso con almidón, cerca del punto final.
4. Aparición de un color rojo por el complejo FeSCN2+, en medio ácido fuerte con HNO3.

En el método de Mohr, el punto final se detecta por el precipitado rojo ladrillo de Ag2CrO4, y debe trabajarse en pH ≈ 6.5-9 porque en medio ácido el CrO4^2- se protona. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18; Harris, cap. 7)

14. El método de Volhard para determinar haluros consiste en:

1. Una valoración directa en medio neutro con K2CrO4 como indicador.
2. Una formación de complejo con EDTA en un amortiguador de pH 10.
3. Una retrovaloración en medio ácido, donde el exceso de Ag+ se valora con SCN- usando Fe3+ como indicador.
4. Una adsorción de un indicador sobre la superficie del precipitado de AgCl con diclorofluoresceína.

En Volhard se agrega un exceso conocido de AgNO3 en medio ácido (HNO3) y el exceso de Ag+ se valora por retroceso con SCN-, usando Fe3+ como indicador (punto final: color rojo de FeSCN2+). (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18; Harris, cap. 7)

15. ¿Por qué el método de Volhard se realiza en medio ácido (HNO3) y no en medio neutro o básico como el de Mohr?

1. Porque en medio ácido el AgCl es más soluble y se disuelve completamente antes de la valoración.
2. Porque en medio neutro o básico el ion Fe3+ se hidroliza y precipita como Fe(OH)3, impidiendo su función como indicador.
3. Porque el K2CrO4 solo es estable en medio ácido fuerte y se descompone en medio neutro.
4. Porque el SCN- solo forma complejos coloreados con Fe3+ cuando el pH es mayor que 9.

En medio neutro o básico el Fe3+ precipita como Fe(OH)3 y pierde su capacidad de formar el complejo rojo FeSCN2+, por lo que Volhard requiere medio ácido con HNO3. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18; Harris, cap. 7)

16. En el método de Fajans para valorar cloruros con AgNO3, ¿qué tipo de indicador se utiliza y cómo se detecta el punto final?

1. Un indicador metalocrómico, como el negro de eriocromo T, que forma un quelato coloreado con el catión metálico.
2. Un indicador ácido-base, como la fenolftaleína, que vira según el pH de la disolución.
3. Un indicador de adsorción, como la diclorofluoresceína, que cambia de color al adsorberse sobre el precipitado de AgCl cuando se invierte la carga de las partículas.
4. Un indicador redox, como la difenilamina, que cambia de color al alcanzar el potencial de equivalencia.

En Fajans se emplean indicadores de adsorción (p. ej. diclorofluoresceína); el punto final se percibe cuando el indicador se adsorbe sobre la superficie del AgCl al invertirse la carga de las partículas. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18)

17. Un químico debe determinar la concentración de Cl- en una muestra que se encuentra en medio ácido (pH ≈ 2) y no puede ser neutralizada previamente sin riesgo de precipitar otros componentes de la matriz. ¿Cuál método volumétrico de precipitación es el más adecuado para esta determinación?

1. Fajans, con diclorofluoresceína, en un medio ligeramente ácido a neutro cercano al pKa del indicador.
2. Valoración ácido-base con NaOH y fenolftaleína.
3. Mohr, con K2CrO4 como indicador, en medio neutro a ligeramente básico.
4. Volhard, mediante retrovaloración con exceso de Ag+ y SCN- en medio ácido con HNO3.

A pH ≈ 2 el CrO4^2- se protona y Mohr falla; Fajans requiere un pH cercano a la neutralidad para que el indicador esté disociado. Volhard es el único método que opera correctamente en medio fuertemente ácido con HNO3. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18)

18. En el método de Mohr, el AgCl comienza a precipitar antes que el Ag2CrO4 al agregar el titulante de AgNO3, aunque ambas son sales poco solubles de plata. La explicación basada en el producto de solubilidad (Kps) es que:

1. La solubilidad molar del Ag2CrO4 es menor que la del AgCl, por lo que el cromato de plata precipita primero y marca visualmente el exceso de Ag+.
2. La solubilidad molar del AgCl es menor que la del Ag2CrO4 en las condiciones de la valoración, por lo que el Cl- se agota preferentemente antes de alcanzar el producto de solubilidad del cromato.
3. El AgNO3 reacciona primero con el K2CrO4 porque tiene mayor afinidad química que con los iones Cl-, independientemente de sus productos de solubilidad.
4. El producto de solubilidad del Ag2CrO4 no depende de la concentración de CrO4^2- agregada, por lo que precipita en cualquier momento de la valoración.

Bajo las condiciones típicas de la valoración de Mohr, la solubilidad molar del AgCl es menor que la del Ag2CrO4, por lo que el Cl- se consume preferentemente antes de que se alcance el Kps del cromato de plata, lo que hace posible detectar el punto final por el exceso de Ag+. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18 (principio del método de Mohr y equilibrio de solubilidad))

19. El Kps del AgCl es 1.8 × 10⁻¹⁰ a 25 °C. En una valoración de Mohr, cuando la concentración de Ag+ en la disolución alcanza 1.8 × 10⁻⁵ mol/L, ¿cuál es la concentración de Cl- remanente en el equilibrio?

1. 1.8 × 10⁻⁵ mol/L
2. 1.8 × 10⁻¹⁰ mol/L
3. 3.24 × 10⁻¹⁵ mol/L
4. 1.0 × 10⁻⁵ mol/L

Kps = [Ag+][Cl-], por lo que [Cl-] = Kps/[Ag+] = (1.8×10⁻¹⁰)/(1.8×10⁻⁵) = 1.0×10⁻⁵ mol/L. Confundir el valor del Kps con la concentración da 1.8×10⁻¹⁰ mol/L, y multiplicar en vez de dividir da 3.24×10⁻¹⁵ mol/L. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18 (equilibrio de solubilidad aplicado a Mohr))

20. Para determinar Cl- por el método de Volhard, se agregan 50.00 mL de AgNO3 0.1000 mol/L (exceso conocido) a una alícuota que contiene el analito, y el exceso de Ag+ se valora por retroceso con KSCN 0.1000 mol/L, gastándose 12.00 mL hasta el vire del indicador Fe3+. ¿Cuántos moles de Cl- había en la alícuota?

1. 1.200 × 10⁻³ mol
2. 6.200 × 10⁻³ mol
3. 3.800 × 10⁻³ mol
4. 5.000 × 10⁻³ mol

n(Ag+ total) = 0.1000 mol/L × 0.05000 L = 5.000×10⁻³ mol; n(SCN-, exceso de Ag+) = 0.1000 mol/L × 0.01200 L = 1.200×10⁻³ mol; n(Cl-) = 5.000×10⁻³ − 1.200×10⁻³ = 3.800×10⁻³ mol. Omitir la resta (usar el total de Ag+) da erróneamente 5.000×10⁻³ mol. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18 (retrovaloración de Volhard))

21. De las siguientes afirmaciones sobre los métodos de valoración por precipitación de haluros, ¿cuál NO es correcta?

1. En el método de Volhard, el exceso de Ag+ se valora con SCN- utilizando Fe3+ como indicador.
2. En el método de Mohr, el K2CrO4 debe emplearse en medio ácido fuerte para evitar la formación de Ag2O.
3. En el método de Fajans, el punto final se detecta por el cambio de color de un indicador de adsorción sobre el precipitado.
4. En el método de Mohr, el punto final se manifiesta por la aparición de un precipitado rojo ladrillo de Ag2CrO4.

El método de Mohr debe realizarse en medio neutro a ligeramente básico (pH ≈ 6.5-9), no en medio ácido fuerte, ya que en medio ácido el CrO4^2- se protona y no precipita como Ag2CrO4. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18; Harris, cap. 7)

22. Se determina el contenido de Cl- en una muestra de agua por el método de Mohr. Una alícuota de 100.0 mL se valora con AgNO3 0.02000 mol/L, empleando K2CrO4 como indicador, gastándose 15.00 mL hasta la aparición del precipitado rojo de Ag2CrO4. ¿Cuál es la concentración de Cl- en la muestra?

1. 6.000 × 10⁻³ mol/L
2. 2.000 × 10⁻² mol/L
3. 1.500 × 10⁻³ mol/L
4. 3.000 × 10⁻³ mol/L

n(AgNO3) = 0.02000 mol/L × 0.01500 L = 3.000×10⁻⁴ mol = n(Cl-) (relación 1:1); concentración = 3.000×10⁻⁴ mol / 0.1000 L = 3.000×10⁻³ mol/L. Confundir la concentración del titulante con la del analito da erróneamente 2.000×10⁻² mol/L. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 18 (estequiometría 1:1 Ag+:Cl- del método de Mohr))

23. En una valoración volumétrica, ¿cómo se distingue el punto de equivalencia del punto final?

1. El punto de equivalencia es la señal observable del indicador, mientras que el punto final es el valor teórico calculado después de la valoración
2. Ambos términos son sinónimos y corresponden al mismo volumen de titulante en la valoración
3. El punto de equivalencia es teórico (equivalencia química exacta), mientras que el punto final es la señal observable del indicador que lo aproxima
4. El punto de equivalencia depende del indicador utilizado, y el punto final se define por la estequiometría de la reacción

El punto de equivalencia es un valor teórico definido por la estequiometría de la reacción; el punto final es la manifestación experimental (cambio de color) que se usa para aproximarlo, y su diferencia constituye el error de valoración. (Skoog, West, Holler, Crouch, Fundamentos de Química Analítica, 9a ed., cap. 13)

24. Un analista debe elegir el indicador que minimice el error de valoración en una titulación ácido-base. ¿Qué criterio debe seguir?

1. Elegir un indicador cuyo intervalo de viraje incluya o esté muy próximo al pH del punto de equivalencia calculado para esa reacción
2. Elegir el indicador más económico disponible en el laboratorio, sin considerar el pH del punto de equivalencia
3. Elegir un indicador cuyo intervalo de viraje se ubique en la región de pH neutro, sin importar el tipo de valoración realizada
4. Elegir el indicador que produzca el cambio de color más intenso, sin considerar en qué valor de pH ocurre el viraje

Minimizar el error de valoración exige que el punto final (viraje del indicador) coincida lo más posible con el punto de equivalencia teórico, por lo que el intervalo de pH de viraje debe abarcar dicho valor. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 13 (selección de indicadores))

25. En el punto de equivalencia de una valoración ácido-base, ¿qué relación estequiométrica se cumple entre el ácido y la base?

1. El número de moles de ácido agregado es el doble del número de moles de base agregado, sin importar su basicidad
2. El volumen de ácido agregado es igual al volumen de base agregado, sin considerar sus concentraciones respectivas
3. La concentración molar del ácido es igual a la concentración molar de la base en el punto de equivalencia
4. El número de equivalentes de ácido agregado es igual al número de equivalentes de base agregado (N_ácido·V_ácido = N_base·V_base)

La ley de equivalentes establece que en el punto de equivalencia los equivalentes de ácido y de base son iguales (N_a·V_a = N_b·V_b), lo que permite calcular concentraciones desconocidas. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, 9a ed., cap. 6-7)

26. Se valoran 20.00 mL de una disolución de HCl de concentración desconocida con NaOH 0.0985 M, previamente estandarizada frente a biftalato de potasio. El punto final se alcanza al agregar 23.45 mL de la base. ¿Cuál es la concentración molar del HCl?

1. 0.0840 M
2. 0.115 M
3. 1.15 M
4. 2.31 M

Con N_aV_a = N_bV_b: M_HCl = (0.0985 M × 23.45 mL)/20.00 mL ≈ 0.115 M; invertir el cociente de volúmenes o no dividir entre el volumen de analito produce los valores erróneos de las otras opciones. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, cap. 6-7; Skoog et al., cap. 13-14 (estandarización con biftalato de potasio))

27. ¿Cuál es el valor de pH esperado en el punto de equivalencia de la valoración de un ácido fuerte con una base fuerte, a 25 °C?

1. pH = 7, porque la sal formada proviene de un ácido y una base fuertes y no se hidroliza
2. pH = 8.5, porque el exceso de titulante desplaza el equilibrio hacia la formación de hidróxido
3. pH = 5.5, porque el agua formada favorece ligeramente la disociación del ácido remanente
4. pH = 9.6, porque coincide con el límite superior del intervalo de viraje de la fenolftaleína

La sal formada entre un ácido fuerte y una base fuerte (p. ej., NaCl) no se hidroliza, por lo que el pH en el punto de equivalencia es neutro (7) a 25 °C. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 14)

28. En la valoración de 25.00 mL de HCl 0.100 M con NaOH 0.100 M, el salto de pH cerca del punto de equivalencia abarca aproximadamente de pH 4 a pH 10. ¿Qué par de indicadores podría emplearse para localizar el punto final con un error aceptable?

1. Solo la fenolftaleína, porque el anaranjado de metilo únicamente funciona en valoraciones de bases débiles con ácidos fuertes
2. Solo el anaranjado de metilo, porque la fenolftaleína no vira en presencia de disoluciones que contienen cloruro de sodio
3. Fenolftaleína (intervalo 8.0-9.6) y anaranjado de metilo (intervalo 3.1-4.4), pues ambos completan su viraje dentro del salto brusco de pH (4 a 10)
4. Únicamente el verde de bromocresol, porque es el indicador con intervalo de viraje centrado en pH 7.0

El salto brusco de pH en una valoración ácido fuerte-base fuerte cubre un intervalo amplio, por lo que tanto la fenolftaleína (viraje 8.0-9.6) como el anaranjado de metilo (viraje que se completa hacia pH 4.4) quedan dentro de ese salto y son adecuados. (Skoog et al., cap. 14; Harris, cap. 9 (tabla de indicadores))

29. En la valoración de un ácido débil monoprótico con una base fuerte, ¿por qué el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7?

1. Porque el exceso de base fuerte queda sin reaccionar en el punto de equivalencia y desplaza el pH hacia valores básicos
2. Porque el agua producida en la neutralización se disocia preferentemente en iones hidróxido a esa temperatura
3. Porque la constante de acidez del ácido débil aumenta conforme se consume durante la valoración
4. Porque la base conjugada del ácido débil se hidroliza en agua y genera iones hidróxido en exceso

En el punto de equivalencia todo el ácido se convirtió en su base conjugada, la cual reacciona con el agua (hidrólisis) generando OH- y elevando el pH por encima de 7. (Skoog et al., cap. 14; Harris, cap. 9)

30. Se valora ácido acético (CH3COOH) con NaOH hasta el punto de equivalencia, donde el pH es básico por hidrólisis del acetato. ¿Qué indicador es el más adecuado para detectar el punto final?

1. Anaranjado de metilo, porque su intervalo de viraje (pH 3.1-4.4) coincide con la región básica esperada
2. Fenolftaleína, porque su intervalo de viraje (pH 8.0-9.6) coincide con la región básica esperada
3. Fenolftaleína, porque vira exactamente a pH 7.0, valor típico de toda valoración ácido-base
4. Anaranjado de metilo, porque cambia de color en cualquier valor de pH mayor a 7

Como el pH en el punto de equivalencia es mayor que 7 (hidrólisis del acetato), se requiere un indicador que vire en zona básica, como la fenolftaleína (8.0-9.6). (Skoog et al., cap. 14; Harris, cap. 9)

31. ¿Cuál de las siguientes reacciones representa correctamente la hidrólisis que ocurre en el punto de equivalencia al valorar ácido acético con hidróxido de sodio?

1. CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH-
2. CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO- + H3O+
3. Na+ + H2O ⇌ NaOH + H+
4. H2O ⇌ H+ + OH-, un equilibrio independiente de la presencia del ion acetato en la disolución

En el punto de equivalencia solo existe el ion acetato (base conjugada), que se hidroliza con el agua para producir CH3COOH y OH-, elevando el pH; confundirla con la disociación del ácido o con la autoionización del agua son errores comunes. (Skoog et al., Fundamentos de Química Analítica, cap. 14 (equilibrios de hidrólisis))

32. ¿Cuál es la razón por la que el pH en el punto de equivalencia de la valoración de una base débil (p. ej., NH3) con un ácido fuerte resulta menor que 7?

1. Porque el exceso de ácido fuerte permanece sin neutralizar en el punto de equivalencia
2. Porque la base débil se descompone térmicamente durante la valoración, liberando protones
3. Porque el ácido conjugado de la base débil (p. ej., NH4+) se hidroliza liberando iones H3O+ al medio
4. Porque el agua formada en la neutralización favorece la formación de iones hidronio a esa temperatura

En el punto de equivalencia toda la base débil se convirtió en su ácido conjugado (NH4+), el cual se hidroliza generando H3O+ y da un pH ácido. (Skoog et al., cap. 14; Harris, cap. 9)

33. Se valora una disolución de amoniaco (NH3) con HCl hasta el punto de equivalencia, donde el pH es ácido por hidrólisis del ion amonio. ¿Qué indicador es el más adecuado para el punto final?

1. Fenolftaleína, porque su intervalo de viraje (pH 8.0-9.6) coincide con la región ácida esperada
2. Anaranjado de metilo, porque vira exactamente a pH 7.0, valor típico de toda valoración ácido-base
3. Fenolftaleína, porque cambia de color en cualquier valor de pH menor a 7
4. Anaranjado de metilo, porque su intervalo de viraje (pH 3.1-4.4) coincide con la región ácida esperada

Como el pH en el punto de equivalencia es menor que 7 (hidrólisis del ion amonio), se requiere un indicador que vire en zona ácida, como el anaranjado de metilo (3.1-4.4). (Skoog et al., cap. 14; Harris, cap. 9)

34. En la valoración de NH3(ac) con HCl, el pH en el punto de equivalencia se ubica en zona ácida (aproximadamente pH 5). ¿Cuál de los siguientes indicadores NO permitiría detectar correctamente el punto final?

1. Anaranjado de metilo, cuyo intervalo de viraje (pH 3.1-4.4) se ubica cerca del pH de equivalencia
2. Fenolftaleína, cuyo intervalo de viraje (pH 8.0-9.6) está muy por encima del pH de equivalencia
3. Rojo de metilo, cuyo intervalo de viraje (aproximadamente pH 4.4-6.2) abarca el pH de equivalencia
4. Verde de bromocresol, cuyo intervalo de viraje (aproximadamente pH 3.8-5.4) abarca el pH de equivalencia

La fenolftaleína vira en una zona claramente básica (8.0-9.6), muy alejada del pH ácido (~5) del punto de equivalencia, por lo que NO detectaría correctamente el punto final; los demás indicadores tienen intervalos próximos o que abarcan ese pH. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, tabla de indicadores ácido-base, cap. 9)

35. ¿Cuál es el intervalo de viraje y el cambio de color característico de la fenolftaleína como indicador ácido-base?

1. pH 8.0 a 9.6; de incoloro a rosa/fucsia
2. pH 3.1 a 4.4; de rojo a amarillo
3. pH 6.0 a 7.6; de amarillo a azul
4. pH 8.0 a 9.6; de amarillo a rojo

La fenolftaleína es incolora en medio ácido y adquiere color rosa/fucsia en medio básico, con intervalo de viraje de pH 8.0 a 9.6. (Harris, Análisis Químico Cuantitativo, tabla de indicadores ácido-base, cap. 9)