Análisis químico cuantitativo

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1. VI. Valoraciones Análisis Químico Cuantitativo

2. IV. VALORACIONES Generalidades Introducción a los métodos volumétricos Reacciones que se utilizan en las titulaciones Requisitos para las reacciones utilizadas en análisis volumétrico Ventajas del Método Volumétrico sobre el Método Gravimétrico Términos empleados el Análisis Volumétrico Importancia y Diferencia entre un Reactivo Primario y un Reactivo Secundario Clasificación de Reactivos en Análisis Volumétrica. Clasificación de las Valoraciones en Medio Homogéneo Condiciones de Validez de una Valoración

3. Cualitativo: Elementos, iones o compuestos se identifican en una muestra Análisis químico Cuantitativo: El analito se cuantifica o determina expresando la fracción de muestra que lo contiene .

4. Métodos y Clasificación La forma en la que se cuantifica o identifica el analito permite diferenciar distintos tipos de técnicas o métodos de análisis: Métodos Químicos : Usan reacciones químicas En un método químico, se cuantifica un peso ( gravimetría ) o un volumen ( volumetría ) Métodos Instrumentales : Usan técnicas instrumentales En un método instrumental se mide una señal

5. VOLUMETRÍA: Método de análisis que consiste en la medida precisa del volumen de un reactivo en disolución de concentración perfectamente conocida que reacciona estequiometricamente con el analito contenido en la muestra disuelta. Los cálculos son siempre estequiométricos .

6. Reacción volumétrica: Reacción química sobre la que se basa el método. Agente valorante : Sustancia en disolución de concentración conocida (estándar). Se coloca en la bureta. Punto Final (P.F.) : momento en el que se visualiza o detecta el punto de equivalencia ( p.e .) de la reacción volumétrica . Definiciones importantes

7. Punto de equivalencia : punto en el que la cantidad de agente valorante y de sustancia valorada, coinciden estequiométricamente . Punto final : punto experimental en el que se detecta el punto de equivalencia. Indicador : sustancia o técnica que permite visualizar o detectar el punto final Si ambos puntos no coinciden tiene lugar el “error volumétrico”

8. La reacción volumétrica ha de ser completa y estequio - métrica. El volumen de la disolución de analito (sustancia a valorar) debe de ser fácilmente manejable . El valorante se adiciona progresivamente de forma que su consumo se monitoriza fácilmente.( V’cN’c = VcNx ) El agente valorante se dispone en una bureta El analito se dispone junto con el indicador en el matraz volumétrico ( Erlenmeyer). Volumetría directa: se usa el procedimiento convencional Volumetría inversa (por retroceso): se añade exceso conocido de valorante y se valora el exceso por retroceso. Fundamento

9. Material volumétrico: Pipetas: sirven para medir el volumen de muestra Bureta: contiene el agente valorante y mide su consumo Matraces: sirven para preparar disoluciones de concentración conocida Agitadores: facilitan la homogeneidad de la reacción volumétrica Instrumentación

10. bureta soporte bureta agitador magnético matraz Erlenmeyer

11. MATERIAL DISEÑADO PARA DESCARGAR (Líquidos) MATERIAL DISEÑADO PARA CONTENER pipeta graduada pipeta Aforada o volumetrica bureta matraz Erlenmeyer vaso de precipitados matraz Aforado= balon Volumétrico. probeta graduada GRADUADO AFORADO

12. MATERIAL VOLUMETRICO GRADUADO

13. MATERIAL VOLUMETRICO AFORADO

14. Condiciones de la reacción volumétrica R + X RX Debe ser completa, es decir cuantitativa Ser rápida Ser estequiométrica , es decir debe existir una reacción bien definida y conocida entre el analito y el reactivo valorante . Debe existir un procedimiento sencillo para poner de manifiesto el punto final de la valoración .

15. Volumetrías ácido-base ( protolíticas ) Volumetrías de precipitación Volumetrías REDOX Volumetrías de complejación ( complejometrías , quelatometrías ) Requisitos de la reacción volumétrica: 1. Constantes elevadas 2. Cinéticas favorables 3. Indicadores adecuados ¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES! Clasificación de las volumetrías

16. HAc + OH - Ac - + H 2 O (Acido Base) Mg 2+ + Y 4- MgY 2- ( precipitación) Fe 2+ + Ce 4+ Fe 3+ + Ce 3+ ( Redox ) Ag + + Cl - AgCl (s) ( c omplejometria )

17. Requisitos de la reacción volumétrica: 1 . Constantes elevadas 2 . Cinéticas favorables 3. Indicadores adecuados ¡SIEMPRE SE REQUIEREN ESTÁNDARES!

18. Propiedades de un patrón primario 1. Tienen composición conocida. Es decir, se ha de conocer la estructura y elementos que lo componen, lo cual servirá para hacer los cálculos estequiométricos respectivos. 2. Deben tener elevada pureza. Para una correcta estandarización se debe utilizar un patrón que tenga la mínima cantidad de impurezas que puedan interferir con la titulación. 3. Debe ser estable a temperatura ambiente. No se pueden utilizar sustancias que cambien su composición o estructura por efectos de temperaturas que difieran ligeramente con la temperatura ambiente ya que ese hecho aumentaría el error en las mediciones. 4. Debe ser posible su secado en estufa. Además de los cambios a temperatura ambiente , también debe soportar temperaturas mayores para que sea posible su secado . Normalmente debe ser estable a temperaturas mayores que la del punto de ebullición del agua. 5. No debe absorber gases. Ya que este hecho generaría posibles errores por interferentes así como también degeneración del patrón. 6. Debe reaccionar rápida y estequiométricamente con el titulante . De esta manera se puede visualizar con mayor exactitud el punto final de las titulaciones por volumetría y entonces se puede realizar los cálculos respectivos también de manera más exacta y con menor incertidumbre. 7. Debe tener un peso equivalente grande. Ya que este hecho reduce considerablemente el error de la pesada del patrón. Estándares primarios y secundarios

19. Ftalato acido de potasio

20. tris( hidroximetil ) aminometano

21. Estándares secundarios Cuando no se encuentra un material de referencia de suficiente pureza para valorar el analito , es preciso utilizar como agente valorante un segundo material de referencia ( estándar secundario ). Este segundo material, cuya disolución no presenta una concentración fija y constante, precisa de una valoración con un patrón primario ( estandarización ) Debe ser estable mientras se efectúa el análisis Debe reaccionar rápidamente con el analito La reacción entre el valorante y el patrón primario debe ser completa o cuantitativa , y así también debe ser la reacción entre el valorante y el analito . La reacción con el analito debe ser selectiva o debe existir un método para eliminar otras sustancias de la muestra que también pudieran reaccionar con el valorante . Debe existir una ecuación balanceada que describa la reacción

22. Conclusión: En todo método volumétrico es posible encontrar el agente valorante más adecuado de uno u otro tipo.

23. En química, la estequiometría (del griego stoicheion , 'elemento' y métrón , 'medida') es el cálculo entre relaciones cuantitativas entre los reactantes y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios. El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometría de la siguiente manera: «La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa de los elementos químicos que están implicados (en una reacción química)». Estequiometría

24. L ey de conservación de la masa Implica los dos principios siguientes : El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia. El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción .

25. Ley de conservación de la carga Implica que : La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece constante.

26. Subíndices y coeficiente estequiométrico

27. O 2 + 2 H 2  2 H 2 O CH 4 + 2 O 2  CO 2 + 2 H 2 O

28. Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice: La mezcla es estequiométrica ; Los reactivos están en proporciones estequiométricas ; La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas ; Las tres expresiones tienen el mismo significado. En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes. Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos .

29. Cuando se habla de cuantitatividad , se habla de cantidad medible o calculable . En el caso de una reacción se refiere a cuanto se gasta y cuanto se produce tanto teóricamente como experimentalmente. Eso en medidas palpables como masa o moles. Es muy importante, asi se puede medir el rendimiento "cuantitativo" de una reacción. Es lo opuesto a un tratamiento "cualitativo" donde lo que importa es simplemente lo que sucede, lo observable en cuanto a carácteristicas y no a cantidad medible Cuantitatividad

30. El método general para resolver problemas de estequiometría se resume a continuación . l. Escriba una ecuación balanceada de la reacción. 2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles . 3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto formado. 4. Convierta los moles de producto en gramos (u otras unidades) de producto.

31. Los alimentos que se ingieren son degradados, o desdoblados, en el cuerpo para proporcionar la energía necesaria para el crecimiento y otras funciones. La ecuación general global para este complicado proceso está representada por la degradación de la glucosa ( C 6 H 12 O 6 ) en dióxido de carbono ( CO 2 ) y agua ( H 2 O ): C 6 H 12 O 6 + 6 O 2  6 CO 2 + 6 H 2 O Si una persona consume 856 g de C 6 H 12 O 6 durante cierto periodo, ¿cuál será la masa de CO 2 producida ?

32. Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para formar hidrógeno gaseoso y el hidróxido del metal alcalino correspondiente . Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua : 2Li(s) + 2H 2 O(l )  2LiOH( ac ) + H 2 ( g) ¿Cuántos gramos de Li se necesitan para producir 9.8? g de H 2 ?

33. Cual de las siguientes ecuaciones representa mejor la reacción mostrada en el diagrama

34. El titanio es un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión, que se utiliza en la construcción de naves espaciales, aviones, motores para aviones y estructuras de bicicletas. Se obtiene por la reacción de cloruro de titanio(IV) con magnesio fundido entre 950°C y 1150°C:   TiCl 4 (g) + 2 Mg (l)  Ti (s) + 2 MgCl 2 (l) En cierta operación industrial se hacen reaccionar 3.54 X 10 7 g de TiCl 4 con 1.13 X 10 7 g de Mg . a) Calcule el rendimiento teórico del Ti en gramos. b) Calcule el porcentaje del rendimiento si en realidad se obtienen 7.91 X 10 6 g de Ti.

35. Detección de punto final Indicadores El punto final de una valoración se detecta mediante el cambio brusco de alguna propiedad de la mezcla reaccionante o de alguna sustancia que se añade a dicha mezcla Métodos visuales Métodos eléctricos

36. El reactivo es autoindicador . El permanganato de potasio se reduce a ion manganeso (II) incoloro cuando se utiliza como reactivo volumétrico en medio acido. Cuando se completa la reacción redox , la primera gota o fracción de gota de la disolución que se añade comunica a la disolución un color rosado. Indicador acido-base . Los indicadores ácido-base son ácidos o bases débiles, cuyos aniones o cationes, respectivamente, tienen color diferente que las formas sin disociar. Deben escogerse en cada caso de forman que indiquen los cambios de pH en las cercanías del punto final de la reacción de neutralización principal. Indicadores redox . Son sustancias intensamente coloreadas capaces de sufrir oxidación reducción a potenciales caracteristicos y deben elegirse de manera que estos potenciales sean muy cercanos a los valores de la fem del sistema principal, que reacciona en el punto estequiométrico de forma que un débil exceso de reactivo reaccione con el indicador . Métodos visuales

37. Formación de productos solubles de color diferente . En el método de Vallhard , para la determinación de plata, se utiliza como reactivo una disolución de tiocianato y como indicador una sal férrica. Ag + + CNS -  AgCNS (blanco) Fe +++ + CNS -  Fe(CNS) ++ (disolución roja) Desaparición de color de la sustancia que se valora. 2 Cu(NH 3 ) 4 ++ + 7CN - + H 2 O  2 Cu(CN 3 ) -- + CON - + 6NH 3 + 2NH 4 +

38. Formación de un segundo precipitado de color diferente a partir del precipitado principal . Metodo de Mohr para valoración de Cl- se utiliza como indicador cromato potásico CrO 4 -- + 2Ag +  Ag 2 CrO 4 (precipitado rojo anaranjado )   Valoración hasta aparición de turbidez . C omo en el método de Liebig para la valoración de cianuro con ion plata 2CN - + Ag +  Ag(CN) 2 - (soluble) Ag(CN) 2 - + Ag +  AgAg (CN) 2 (o 2 AgCN , precipitado blanco) Terminación de la precipitación o método del “punto claro” . Si se forma un producto insoluble que se sedimenta dejando claro el líquido sobrenadante, debe añadirse reactivo hasta que la adición de una gota no da lugar a la aparición de nueva cantidad de precipitado o de turbidez en dicha disolución. El método es lento.

39. Potenciométrico . Se mide la FEM entre dos electrodos clocados en la disolución que se valora. En los alrededores del punto estequiométrico el potencial cambia rápidamente al añadir pequeñas porciones de reactivo valorante . Conductométrico . La eliminación de iones de una disolución por neutralización, precipitación o complejación da lugar a cambios intensos del ritmo de variación de la conductancia de la disolución, en función de la cantidad de reactivo añadido en los alrededores del punto estequiométrico . Métodos eléctricos

40. Amperométrico . Se mide durante la valoración la corriente que pasa a través de una célula polarográfica (con electrodo de gotas de mercurio u otro electrodo indicador). Una alteración del ritmo de cambio de la corriente, en función de la cantidad añadida de reactivo, indica el punto estequiométrico . Las curvas amperométricas son análogas a las conductimétricas , pero los principios utilizados en la medida son distintos en ambos casos . Culombimétrico . En estas valoraciones se mide la cantidad de electricidad necesaria para completar una reacción de electrólisis o la generación electrolítica de un reactivo que actúa como valorante . Una medida exacta de la corriente y del tiempo permite calcular el número de culombios que intervienen en el proceso y, con ello, el número de equivalentes que se buscan .

41. VOLUMETRIAS ACIDO - BASE

42. CONCEPTO DE EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE El estudio de los equilibrios ácido-base constituye el fundamento de las valoraciones ácido-base o volumetrías de neutralización. CONCEPTO DE ÁCIDOS Y BASES Ácido Especie que puede producir un protón transformándose en una base (carácter protogénico) Especie capaz de aceptar un protón transformándose en un ácido (carácter protofílico) Base ACIDO + H 2 O BASE + H 3 O + PAR CONJUGADO ÁCIDO/BASE El ácido y la base son mutuamente dependientes en este equilibrio: SISTEMA CONJUGADO BASE + H 2 O ACIDO + OH - K b = cte. de basicidad K b = OH - ACIDO BASE K a = cte. de acidez ACIDO K a = H 3 O + BASE

43. Estos equilibrios NO PUEDEN DARSE AISLADAMENTE, para que la reacción se produzca son necesarios DOS SISTEMAS CONJUGADOS ÁCIDO-BASE Una REACCIÓN ÁCIDO-BASE consiste en la transferencia de un protón de un sistema conjugado a otro ACIDO 1 + BASE 2 BASE 1 + ACIDO 2 Generalmente el segundo sistema es el disolvente y como el más frecuente es el agua: HCl + H 2 O Cl - + H 3 O + HAc + H 2 O Ac - + H 3 O + H 2 O + NH 3 OH - + NH 4 + El catión H 3 O + (ión hidronio) es el ácido conjugado de la base H 2 O El anión OH – (ión hidróxido o hidroxilo) es la base conjugada del ácido H 2 O

44. Sal de ácido fuerte y base fuerte: NaCl Sal de ácido fuerte y base débil: NH 4 Cl Sal de ácido débil y base fuerte: NaAc Sal de ácido débil y base débil: NH 4 Ac Ejemplos: Una vez disociada el catión o el anión de la sal puede reaccionar con el agua: Ac – + H 2 O HAc + OH – K b Son electrolitos fuertes que en disolución acuosa se disocian completamente: NaAc Na + + Ac – NH 4 Cl NH 4 + + Cl – NH 4 + + H 2 O NH 4 OH + H 3 O + K a Producto de reacción de un ácido con una base. Sal

45. El agua tiene carácter ANFIPRÓTICO , puede comportarse como ácido y como base: H 2 O Base frente a ácidos Ácido frente a bases H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH – (ácido 1) (base 1) (base 2) (ácido 2) Reacción de autoprotólisis CTE DE AUTOPROTOLISIS DEL AGUA PRODUCTO IÓNICO DEL AGUA K W = H 3 O + OH – El valor de K w aumenta con la Tª pK w = - log K w K W = 1,00 . 10 -14 a 25 ºC En agua pura: H 3 O + = OH – = √K w = 10 –7 M

46. Concepto y escala de pH pH = - log a H 3 O + = - log H 3 O + pOH = - log OH – H 3 O + = 10 - pH OH – = 10 - pOH Sörensen (1929) Según la IUPAC: “ El pH es igual al menos logaritmo decimal de la actividad del protón” Escala de pH pH + pOH = pK W Escala de 14 unidades a 25 ºC pH disolución 1,00 M en H 3 O + pH disolución 1,00 M en OH - ÁCIDO NEUTRO BÁSICO 7

47. pH de varias sustancias Bicarbonato sódico Lago Ontario Orina humana Saliva, pH 5,7-7,1 ALCALINO ÁCIDO Lechada de magnesia Amoniaco Lejía Agua de mar Sangre humana Zumo de tomate Zumo de limón Manzanas pH medio del agua de lluvia Toronto, febrero 1979 Leche Agua de lluvia teóricamente “pura”, pH 5,6 pH NEUTRO pH letal para la mayoría de los peces, pH 4,5-5,0 Vinagre La lluvia más ácida registrada en USA Ácido de una batería

48. FUERZA DE ÁCIDOS Y BASES FUERZA La facilidad de un ácido para ceder un protón y la de una base para aceptarlo Cuando un ácido o una base se disuelve en agua se disocia o se ioniza: TOTALMENTE: ácidos o bases FUERTES Ka o Kb ∞ PARCIALMENTE: ácidos o bases DÉBILES Ka o Kb finita Ácido fuerte Ácido débil Base fuerte Base débil Cede fácilmente un protón Acepta fácilmente un protón Cede con dificultad un protón Acepta un protón con dificultad Ejemplos: HCl, HClO 4 , HNO 3 , H 2 SO 4 NaOH, KOH, Ba(OH) 2 , Ca(OH) 2 CH 3 COOH, H 2 CO 3 , HCN, HF NH 3 ,C 6 H 5 NH 2 , CH 3 NH 3 Cl

49. Relación entre K a y K b de un par ácido-base conjugado K a = H 3 O + HA A - K b = OH - HA A - HA+ H 2 O A – + H 3 O + A - + H 2 O HA + OH – K a . K b = H 3 O + HA A - . OH - HA A - = H 3 O + . OH - = K W Cuanto mayor es K a menor es K b Cuanto más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada y viceversa K a . K b = K W pK a + pK b = pK W

50. En el caso de un ácido diprótico: H 2 O + H 2 A HA – + H 3 O + HA - + H 2 O H 2 A + OH – K a 1 K b 2 K W 2 H 2 O H 3 O + + OH – K a 1 . K b 2 = K W A = + H 2 O A = + H 3 O + HA - + H 2 O HA - + OH – K a 2 K b 1 K W 2 H 2 O H 3 O + + OH – K a 2 . K b 1 = K W

51. Alcalimetrías : Determinación de la concentración de una base empleando un ácido fuerte de concentración conocida como sustancia valorante . Se emplea casi siempre ácido clorhídrico, HCl ; a veces ácido sulfúrico, H2SO4; y casi nunca los ácidos nítrico (HNO3) y perclórico, (HClO4 ). Acidimetrías . Determinación de la concentración de un ácido empleando una base fuerte de concentración conocida como sustancia valorante , como el NaOH . Curvas de valoración ácido-base

52. Si representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación , similares a la de la figura. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito . En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia .

53. Antes de iniciar la valoración se debe elegir un indicador de pH adecuado según el punto de equivalencia previsto de la reacción. El punto de equivalencia se corresponde con el valor teórico de la valoración, pero en la práctica no es posible saberlo con exactitud. En dicho punto habrán reaccionado cantidades estequiométricas de ambos reactivos, y el pH de dicho punto depende de la fuerza relativa del ácido y la base empleados. Para conocer dicho valor se pueden emplear las siguientes reglas: Un ácido fuerte reacciona con una base fuerte para formar una disolución neutra (pH = 7). Un ácido fuerte reacciona con una base débil para formar una disolución ácida. Un ácido débil reacciona con una base fuerte para formar una disolución básica.

54. Ácido fuerte-base fuerte Ejemplo: Se va a titular 25 ml de HCl 0.1 M con NaOH 0.1 M Teóricamente se requieren de 25 ml de NaOH para neutralizar el HCl (punto de equivalencia) Neutralización Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua: H + + OH – —  H 2 O El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados: NaOH + HCl —  H 2 O + NaCl

55. Durante la titulación de cualquier ácido fuerte con base fuerte se tienen tres regiones de la curva de titulación las cuales implican tres tipos de cálculos ( Antes de añadir la base el pH de la disolución acida esta dada por la concentración de [ H + ] = -log 0.1 = 1) Antes del punto de equivalencia, el exceso de [H + ] determina el pH de la solución. En el punto de equivalencia, la cantidad de [OH - ] agregada es la necesaria para reaccionar con la totalidad de [H + ] , para formar H 2 O, la disociación del agua define el pH. Después del punto de equivalencia, el exceso de [OH - ] define el pH de la solución.

56. Adición de 10 ml de NaOH        

57. Adición de 25 ml de NaOH . Este es un calculo simple por que implica una reacción de neutralización completa. En el punto de equivalencia, [H + ] = [OH - ] y el pH de la solución es 7.             Adición de 35 ml de NaOH

58. Ácido debil -base fuerte CH 3 –COO – (aq) + H 2 O(l) CH 3 –COOH (aq)+ OH – ( aq ) CH 3 –COOH (aq) + NaOH ( aq ) CH 3 – COONa ( aq)+ H 2 O(l)

59.     Adición de 10 ml de NaOH

60. K a (CH 3 COOH) = 1.8 x 10 -5  

61.   Adición de 25 ml de NaOH .

62. K b (CH 3 COO¯) = 5.6 x 10 -10              

63. Adición de 35 ml de NaOH            

64. Ácido fuerte-base debil

65. Indicadores ácido-base Un indicador ácido-base es en si un ácido o una base cuyas distintas formas protonadas tienen diferentes colores. Un ejemplo es el azul de timol, que presenta dos cambios de colores los cuales pueden aprovecharse

66. Por debajo de pH 1.7, la especie que predomna es rojo; a pH entre 1.7 y 8.9, la especie dominante es amarilla;y arriba de pH 8.9, la especie que predomina es azul. Para simplificar, las tres especies se representan por R, Am - y Az 2- , respectivamente. El equilibrío entre R y Am- puede expresarse como:

67. Criterios para la elección

68. La diferencia entre el punto final observado y el punto de equivalencia verdadero se denomina ERROR DE TITULACION. En general, se busca un indicador cuyo intervalo de transición se superponga lo mas posible con la zona de mayor pendiente de la curva de titulación. El error de titulación debido a la no coincidencia del punto final y el punto de equivalencia sera tanto mas pequeño cuanto mas inclinada sea la curva de titulación en la vecindad del punto de equivalencia.

69. Efecto del ion común La presencia de un ion común suprime la ionización de un ácido o de una base débiles. Cuando el acetato de sodio y el ácido acetico se disuelven, se disocian y se ionizan formando iones CH 3 COO -