Dieciocho ejemplos para entender qué reacciona, en qué proporción y por qué el pH final no siempre es 7. Ecuaciones, casos resueltos y ejercicios.
Qué es una neutralización
Una neutralización es una reacción entre un ácido y una base. En muchos casos produce una sal y agua, como al reaccionar HCl con NaOH. Otras bases, como el amoníaco y las aminas, aceptan protones sin que se forme agua en la ecuación neta.
Los ejemplos siguientes muestran qué sustancias reaccionan, en qué proporción y qué puede quedar al final. Neutralizar no significa garantizar pH 7. aq indica disolución acuosa; s, sólido; l, líquido, y g, gas. Las ecuaciones describen modelos químicos, no instrucciones para mezclar reactivos.
Diez ejemplos con sus ecuaciones
En los diez primeros casos aparecen distintas sales, hidróxidos poco solubles y ácidos con más de un protón neutralizable. Las fórmulas moleculares permiten llevar la cuenta de sustancias; no implican que las sales solubles permanezcan como moléculas en agua.
EJEMPLO 1
Ácido clorhídrico e hidróxido de sodio
Ácido fuerte + base fuerte · proporción 1:1
En agua, un mol de HCl consume un mol de NaOH. El cloruro y el sodio permanecen disueltos como iones espectadores.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
H₃O⁺(aq) + OH⁻(aq) → 2H₂O(l)
Con cantidades equivalentes y a 25 °C, el modelo de disolución diluida da pH ≈ 7. No basta mezclar volúmenes iguales si las concentraciones son distintas.
Un mol de cada reactivo permite neutralizar los dos protones del ácido. Si se supera la solubilidad del sulfato de calcio, aparece una fase sólida.
H₂SO₄(aq) + Ca(OH)₂(s) → CaSO₄(s) + 2H₂O(l)
Se representa Ca(OH)₂ en suspensión y un balance simplificado para CaSO₄ anhidro. El sólido real puede estar hidratado, lo que cambia el balance del agua; en mezclas muy diluidas puede no precipitar. No es una predicción universal de la fase obtenida.
La ecuación expresa una proporción global 1:1 para formar fosfato de aluminio. Sirve para comprobar átomos y fórmulas, pero no para asegurar una neutralización cuantitativa en cualquier mezcla.
H₃PO₄(aq) + Al(OH)₃(s) → AlPO₄(s) + 3H₂O(l)
El fosfórico es un ácido débil con tres etapas de ionización; Al(OH)₃ es poco soluble y anfótero. El pH, la especiación del fosfato y la disolución o precipitación condicionan el resultado. La ecuación sola no determina el pH final.
Estas variantes muestran cuándo cambia la proporción, por qué puede no formarse agua y cómo influyen los equilibrios y el reactivo sobrante.
EJEMPLO 11
Ácido sulfúrico e hidróxido de sodio
Neutralización de los dos protones · proporción 1:2
Para el balance completo hasta sulfato se necesitan dos moles de NaOH por mol de H₂SO₄. Con menos base, la composición incluye especies parcialmente neutralizadas.
H₂SO₄(aq) + 2NaOH(aq) → Na₂SO₄(aq) + 2H₂O(l)
H₂SO₄ es ácido sulfúrico; HCl es ácido clorhídrico. La segunda ionización del sulfúrico tiene su propio equilibrio, aunque el consumo de protones por OH⁻ favorece la neutralización completa.
El OH⁻ consume el ácido acético y forma acetato. Que el ácido esté poco ionizado antes de reaccionar no limita la neutralización a esa fracción inicial.
CH₃COOH(aq) + NaOH(aq) → CH₃COONa(aq) + H₂O(l)
CH₃COOH(aq) + OH⁻(aq) → CH₃COO⁻(aq) + H₂O(l)
En equivalencia queda acetato, una base débil: el pH es mayor que 7 a 25 °C en el modelo habitual. Una reacción ácido-base puede estar completada estequiométricamente y dejar una disolución básica.
No se forman acetato de metilo ni amoníaco por esta neutralización. Con Ka = 1,8 × 10⁻⁵, Kb = 4,4 × 10⁻⁴ y Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴, K ≈ Ka·Kb/Kw = 7,9 × 10⁵ a 25 °C: el equilibrio favorece los productos, pese a ser dos reactivos débiles.
Con un mol de NaOH por mol de H₃PO₄, el balance de la primera etapa conduce a dihidrogenofosfato de sodio, no directamente a Na₃PO₄.
H₃PO₄(aq) + NaOH(aq) → NaH₂PO₄(aq) + H₂O(l)
H₂PO₄⁻ todavía puede ceder protones y también aceptar uno. El producto predominante y el pH dependen de la etapa y de los equilibrios, no solo de contar tres H en la fórmula inicial.
Se consideran 20,0 mL de HCl 0,100 mol/L y 10,0 mL de NaOH 0,100 mol/L. Hay 0,00200 mol de ácido y 0,00100 mol de base; sobra 0,00100 mol de ácido.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Suponiendo volúmenes aditivos, [H₃O⁺] ≈ 0,00100/0,0300 = 0,0333 mol/L; pH ≈ 1,48. Se neutralizó parte del ácido, pero la mezcla no es neutra. Se aproximan actividades por concentraciones.
Una muestra de 15,0 mL de HCl alcanza equivalencia con 18,0 mL de NaOH 0,100 mol/L. Los moles de base son 0,0180 × 0,100 = 0,00180 mol.
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H₂O(l)
Por la proporción 1:1, c(HCl) = 0,00180/0,0150 = 0,120 mol/L. El volumen usado aquí es el de la muestra de ácido, no el volumen final de la mezcla. El cambio de un indicador aproxima el punto de equivalencia, pero no lo define.
Compiten la acidez y basicidad de los iones formados
Depende de las constantes; no hay valor único.
Ácido con varias etapas o sales poco solubles
Especiación, hidrólisis y solubilidad
Debe estudiarse el sistema concreto.
Equivalencia significa que se han combinado las cantidades estequiométricas correspondientes a la reacción o etapa elegida. Punto final es la señal experimental, como el cambio de color de un indicador. Ambos deben estar próximos para que la valoración sea útil, pero no son el mismo concepto.
En el modelo de disoluciones diluidas, un medio neutro tiene [H₃O⁺] = [OH⁻]. Su pH es aproximadamente 7 a 25 °C y cambia con la temperatura. El pH es una escala continua: 6,8 es ácido y 7,2 es básico a esa temperatura; no se limita a enteros ni tiene 0 y 14 como límites universales.
Para cálculos sencillos se usa pH ≈ −log₁₀[H₃O⁺], con la concentración expresada en mol/L. La definición rigurosa utiliza la actividad, una magnitud adimensional. En mezclas concentradas la aproximación por concentración puede ser insuficiente.
Problema: ¿qué cantidad de H₂SO₄ corresponde a la neutralización completa de 40,0 g de NaOH puro? Usamos masas molares redondeadas de 40,0 g/mol para NaOH y 98,0 g/mol para H₂SO₄.
Balance: H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O. La proporción molar es 1:2.
Moles de base: n(NaOH) = 40,0 g / (40,0 g/mol) = 1,00 mol.
Moles de ácido: n(H₂SO₄) = 1,00/2 = 0,500 mol.
Masa de ácido puro: m = 0,500 × 98,0 = 49,0 g.
La masa se puede determinar directamente; que una sustancia sea líquida no obliga a medirla por volumen. Para convertir a volumen hacen falta composición y densidad a la temperatura de trabajo.
Si un enunciado idealizado fija fracción másica w = 1 y densidad ρ = 1,83 g/mL, resulta V = 49,0/1,83 ≈ 26,8 mL. La densidad se toma aquí como dato supuesto del problema; no como valor universal del ácido puro.
Para una disolución de fracción másica w, la fórmula es V = m(H₂SO₄)/(w·ρ). Si el enunciado da w = 0,980 y ρ = 1,84 g/mL, V = 49,0/(0,980 × 1,84) ≈ 27,2 mL. No se debe sustituir la masa de ácido puro por la masa de toda la disolución.
Estos resultados son balances de un ejercicio. Una neutralización con reactivos concentrados puede liberar mucho calor y producir salpicaduras; no constituyen un procedimiento de preparación.
Al cancelar Na⁺ y Cl⁻, quedan H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l). La forma con H₃O⁺ del ejemplo 1 expresa el mismo balance del protón hidratado. No se escribe el ácido acético como si ya estuviera totalmente disociado: su ecuación neta debe conservar CH₃COOH como reactivo.
El esquema HX + MOH → MX + H₂O solo sirve para una combinación monoprótica y un hidróxido de carga adecuada. X representa el resto del ácido; no tiene que ser un halógeno. M representa el catión del hidróxido y OH⁻ es el ion hidróxido. Ácidos con varios protones y cationes de distintas cargas exigen otros subíndices y coeficientes.
Fuerza no es concentración ni rapidez. HCl es un ácido fuerte, pero HF es débil; entre los oxiácidos, HNO₃ es fuerte y H₃PO₄ tiene ionizaciones parciales. La fórmula de un hidróxido tampoco permite ignorar su solubilidad o carácter anfótero.
Calor: muchas neutralizaciones acuosas liberan calor. El balance energético depende de las especies, su ionización, concentración, mezcla y estados inicial y final. No se explica por «moverse más rápido» ni se calcula solo con las etiquetas fuerte o débil. Dos reactivos débiles pueden reaccionar favorablemente a temperatura ambiente.
Esperar siempre pH 7. Revisar los iones que quedan y sus equilibrios.
Igualar volúmenes o gramos. La proporción se calcula en moles y depende de los coeficientes.
Escribir cualquier ácido como monoprótico. Indicar qué etapa se neutraliza.
Inventar una esterificación con una amina. La metilamina se protona; no se convierte en acetato de metilo.
Confundir poca solubilidad con ausencia de reacción. Un sólido puede disolverse conforme se consume su parte disuelta.
Confundir rapidez y calor. La cinética y la entalpía responden a preguntas diferentes.
Usar una densidad sin composición. Separar gramos de soluto y gramos de disolución.
Ocho ejercicios con respuesta
1. ¿Cuántos moles de HCl neutralizan 0,30 mol de Mg(OH)₂?
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0,60 mol de HCl: se necesitan dos por cada mol de Mg(OH)₂.
2. ¿Qué masa de H₂SO₄ puro corresponde a 20,0 g de NaOH? Usa 40,0 y 98,0 g/mol.
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20,0/40,0 = 0,500 mol de NaOH; 0,250 mol de H₂SO₄; masa = 24,5 g. Es un cálculo estequiométrico, no una pauta de mezcla.
3. ¿La equivalencia entre CH₃COOH y NaOH da pH 7 a 25 °C?
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No: el acetato reacciona con el agua como base débil y el pH es mayor que 7 en el modelo diluido habitual.
4. Se mezclan 10,0 mL de HCl 0,100 M y 20,0 mL de NaOH 0,100 M. Calcula el pH ideal a 25 °C.
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Sobran 0,00100 mol de OH⁻ en 0,0300 L: [OH⁻] ≈ 0,0333 M, pOH ≈ 1,48 y pH ≈ 12,52. Se suponen volúmenes aditivos y actividades aproximadas por concentraciones.
5. ¿Qué productos ácido-base se forman entre ácido acético y metilamina?
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CH₃COO⁻ y CH₃NH₃⁺: acetato y metilamonio. No un éster y amoníaco.
6. ¿Cuántos moles de NaOH corresponden a 0,20 mol de H₃PO₄ hasta NaH₂PO₄?
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0,20 mol. Se neutraliza el primer protón por mol de ácido; no los tres.
7. ¿Qué significa que una neutralización tenga ΔH negativo?
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Que el cambio es exotérmico; a presión constante y con solo trabajo de expansión, el sistema cede calor. El signo no determina por sí solo la rapidez ni el pH final.
8. Una muestra requiere 0,0100 mol de HCl. ¿Qué volumen de HCl 0,250 mol/L corresponde?
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V = n/c = 0,0100/0,250 = 0,0400 L = 40,0 mL. La concentración corresponde a la disolución de HCl.
Referencias consultadas el 8 de octubre de 2026 para contrastar reacciones, equilibrios y constantes. Explicaciones, selección de casos y cálculos: Editorial Ejemplode. Las ecuaciones formales con sólidos incluyen sus límites de aplicación.
