4. Ácidos y bases

Química 2º Bachillerato
4. Ácidos y bases
Contenidos
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Revisión de la interpretación del carácter ácido-base de una sustancia. Teoría de Brönsted y Lowry. Las reacciones de
transferencia de protones. Ácidos y bases fuertes y débiles. Indicadores ácido–base.
Disociación del agua. Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de ácidos y bases. Importancia
del pH en la vida cotidiana.
Volumetrías ácido-base. Punto de equivalencia. Aplicaciones y tratamiento experimental.
Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base.
Estudio cualitativo de las disoluciones reguladores del pH y sus aplicaciones.
Algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida cotidiana. El problema de la lluvia ácida y sus consecuencias.
Criterios de evaluación
4.
Aplicar la teoría de Brönsted para reconocer las sustancias que pueden actuar como ácidos o bases, saber determinar el pH
de sus disoluciones, explicar las reacciones ácido-base y la importancia de alguna de ellas así como sus aplicaciones
prácticas.

Este criterio pretende averiguar si los estudiantes clasifican las sustancias o sus disoluciones como ácidas, básicas o
neutras aplicando la teoría de Brönsted, conocen el significado y manejo de los valores de las constantes de equilibrio,
indicando cuando se realizan aproximaciones en los cálculos y las utilizan para predecir el carácter ácido o básico de
las disoluciones acuosas de sales (NaCl, KNO3, NaClO, CH3COONa, KCN, NH4Cl) comprobándolo experimentalmente.

Así mismo se evaluará si calculan el pH en disoluciones de ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3), ácidos
débiles (CH3COOH, HCN), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2) y bases débiles (NH3).

También se valorará si conocen el funcionamiento y aplicación de las técnicas volumétricas que permiten averiguar la
concentración de un ácido o una base (HCl + NaOH; CH3COOH + NaOH; HCl + NH3) eligiendo el indicador más
adecuado en cada caso y saben realizarlo experimentalmente.

Asimismo deberán valorar la importancia práctica que tienen los ácidos y las bases en los distintos ámbitos de la química
y en la vida cotidiana (antiácidos, limpiadores,…), así como alguna aplicación de las disoluciones reguladoras (describe la
composición de alguna disolución reguladora -amoníaco/cloruro de amonio y ácido acético/acetato de sodio- y
explica cualitativamente su funcionamiento en el control del pH).

Por último se describirá las consecuencias que provocan la lluvia ácida y los vertidos industriales en suelos, acuíferos y
aire, proponiendo razonadamente algunas medidas para evitarlas.
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ÁCIDOS Y BASES
CARACTERÍSTICAS
ÁCIDOS:
BASES:
- Tienen sabor agrio.
- Tiene sabor amargo.
- Son corrosivos para la piel.
- Suaves al tacto pero corrosivos con la piel.
- Enrojecen ciertos colorantes vegetales.
- Dan color azul a ciertos colorantes vegetales.
- Disuelven sustancias
- Precipitan sustancias disueltas por ácidos.
- Atacan a los metales desprendiendo H2.
- Disuelven grasas.
- Pierden sus propiedades al reaccionar con bases.
- Pierden sus propiedades al reaccionar con ácidos.
DEFINICIÓN DE ARRHENIUS.
Publica en 1887 su teoría de “disociación iónica”, en la que afirma que hay sustancias (electrolitos), que en disolución acuosa, se
disocian en cationes y aniones.

ÁCIDO: “Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando cationes H+”.
AH (en disolución acuosa)  A– + H+
HCl (en disolución acuosa)  Cl– + H+

H2SO4
(en disolución acuosa)
 SO42– + 2 H+
BASE: “Sustancia que en disolución acuosa se disocia dando aniones OH–“.
BOH (en disolución acuosa)  B+ + OH–
NaOH (en disolución acuosa)  Na+ + OH–
Ca(OH)2
(en disolución acuosa)
 Ca2+ + 2 OH–
Observa que todas las disoluciones son eléctricamente neutras: la suma de las cargas de todos los iones positivos presentes en la
disolución deben ser igual a la suma de todas las cargas de todos los iones negativos presentes en la disolución.
NEUTRALIZACIÓN
Se produce al reaccionar un ácido con una base por formación de agua:
H+ + OH–  H2O
El anión que se disoció del ácido y el catión que se disoció de la base quedan en disolución inalterados (sal
disociada):
NaOH + HCl  H2O + NaCl (Na+ + Cl–)
En el tema de termoquímica hemos determinado experimentalmente el calor de neutralización.
Ácido-base
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TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY.
 ÁCIDO: Especie que en disolución cede iones H+.
 BASE: Especie que en disolución acepta H+.
Par Ácido/base conjugado
Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H +) hay otra que se comporta como base
(acepta dichos H+).
Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se
convierte en su “ácido conjugado”.
– H+
ÁCIDO (HA)
+ H
BASE CONJ. (A–)
+
+ H+
BASE (B)
– H
ÁC. CONJ. (HB+)
+
Ejemplo de disociación de un ácido:
 HCl
(g)
+ H2O (l)  H3O+(ac) + Cl–
(ac)
En este caso el H2O actúa como base y el HCl como ácido, que al perder el H + se transforma en Cl–
(base conjugada).
Ejemplo de disociación de una base:
 NH3
(g)
+ H2O (l)  NH4+(ac) + OH–
(ac)
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ a la base NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado).
¿Cuál es la base conjugada del ácido H2SO4?
HSO4-
¿Cuál es la base conjugada del ácido H2PO4-?
H3PO4
¿Cuál es la base conjugada del ácido HNO3?
NO2+
¿Cuál es la base conjugada del ácido HClO?
CLO+
SO42PO43-
¿Cuál es la base conjugada del ácido HBr?
NO-
Cl+
ClO-
H2PO4HBrO-
HPO42-
NO3-
¿Cuál es la base conjugada del ácido H2BO3-? H3BO3
¿Cuál es la base conjugada del ácido H3PO4?
SO3-
BO33-
HBO32-
HPO42-
PO43-
H2Br-
Br-
Ácido-base
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Según la teoría de Brönsted y Lowry, una reacción ácido-base es una reacción de transferencia de
protones.
ACIDOS Y BASES FUERTES Y DÉBILES
Según la Teoría de Brönsted y Lowry un ácido será fuerte cuando muestre una gran tendencia a ceder
un protón y una base será fuerte cuando muestre una gran tendencia a aceptar un protón. Esta
tendencia a ceder o aceptar es relativa y depende de la sustancia con quien se enfrente. Por ello, hay
que tomar una sustancia de referencia que normalmente es el agua.
Ácidos y bases fuertes: Están totalmente disociados. ()
ácidos fuertes (HClO4, HI, HBr, HCl, HNO3), bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2)
 HCl
(g)
+ H2O (l)  H3O+(ac) + Cl–
+
 NaOH (ac)  Na + OH
(ac)
–
Ácidos y bases débiles: Están disociados parcialmente ()
 CH3–COOH
(ac)
+ H2O (l)  CH3–COO– + H3O+(ac)
 HCN ac) + H2O (l)  CN– + H3O+(ac)
 NH3
(ac)
+ H2O  NH4+(ac) + OH–(ac)
Ácido fuerte
[HA]
[A–]
Ácido débil
[H+]
[HA]
[HA]
[A–]
Ácido-base
[H+]
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FUERZA DE ÁCIDOS.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O]  constante) la fuerza de un ácido HA depende de la
constante de equilibrio:
HA + H2O  A– + H3O+
[ A ]  [H3O  ]
[ A ]  [H3O  ]
KC 
 KC  [H2O ] 
 Ka
[HA]  [H2O ]
[HA]
A Ka se le llama constante de disociación o constante de acidez. Según su valor hablaremos de
ácidos fuertes o débiles:
Si Ka > 100  El ácido es fuerte y estará disociado casi en su totalidad.
Si Ka < 1  El ácido es débil y estará sólo parcialmente disociado.
El ácido acético (CH3–COOH) es un ácido débil ya que su Ka = 1,8 x10-5 M.
El ácido cianhídrico es aun más débil siendo su constante de acidez del orden de 10 -10
FUERZA DE BASES.
En disoluciones acuosas diluidas ([H2O]
equilibrio: B + H2O  BH+ + OH–.
KC 
[BH  ]  [OH  ]
[BH  ]  [OH  ]
 KC  [H2O ] 
 Kb
[B]  [H2O ]
[B]
AK
b
se le llama constante de basicidad.
RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb CONJUGADA.
Equilibrio de disociación de un ácido: HA + H2O  A– + H3O+
Reacción de la base conjugada con el agua: A– + H2O  AH + OH–
Ka 
[ A ]  [H3O  ]
[HA]
Ka  K b 
;
Kb 
[HA]  [OH  ]
[ A ]
[ A ]  [H3O  ]  [HA]  [OH  ]
 [H3O  ]  [OH  ]  KW

[HA]  [ A ]
En la práctica, esta relación (Ka x Kb = KW) significa que cuanto más fuerte sea un ácido más débil
será su base conjugada.
Si un ácido es fuerte su base conjugada es débil pero si un ácido es débil su base conjugada
también es débil.
Cuestión: ¿Qué base será más fuerte, el ion acetato o el ion cianuro?
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Los valores de las constantes de acidez nos permiten predecir en qué sentido está desplazado el equilibrio
Ácido 1 + base 2 
base 1 + ácido
2
KC (constante de equilibrio)
Un equilibrio ácido-base está desplazado en el sentido en que el ácido más fuerte, (con mayor ka) sea el que
ceda el protón
Si ka (ácido1) > > ka (ácido2)  kc será muy grande
Si ka (ácido1) << ka (ácido2)  kc será muy pequeña
RELACIÓN ENTRE LA CONSTANTE Y EL GRADO DE DISOCIACIÓN (IONIZACIÓN) “”
En la disociación de un ácido o una base:
Ka 
[ A ]  [H3O  ] c  c c 2


[HA]
c (1 -  ) 1  
Igualmente:
Kb 
c 2
1 
En el caso
de ácidos o bases muy débiles (Ka/c o Kb/c < 10–4), alfa se desprecia frente a 1 con lo que:
2 )
Ka = c 2 (o Kb = c
De donde:

Ka
c
Igualmente para una base
Kb
c

El grado de disociación de un ácido depende de la constante del ácido y de su concentración.
EQUILIBRIO DE IONIZACIÓN DEL AGUA. CONCEPTO DE pH.
La experiencia demuestra que el agua tiene una pequeña conductividad eléctrica lo que indica que está
parcialmente disociado en iones:
H2O (l) + H2O (l) ⇌ H3O+(ac) + OH– (ac)
KC 
[H3O  ]  [OH  ]
[H2O ]2
Como [H2O] es constante (55 mol/litro) por tratarse de un líquido, llamaremos:
Kw = KC x[H2O]2
Kw  [H3O  ]×[OH - ]
conocido como “producto iónico del agua”
El valor de dicho producto iónico del agua es: KW (25ºC) = 10–14 M2.
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En el caso del agua pura: [H3O+] = [OH–] = (10–14 M2)½ = 10–7 M.
pH   log[H3O  ]
Se denomina pH:
Y para el caso de agua pura, como [H3O+]=10–7 M, pH = –log 10–7 = 7
Tipos de disoluciones

Ácidas:
[H3O+] > 10–7 M 
pH < 7

Básicas:
[H3O+] < 10–7 M


Neutras:
+
[H3O ] = 10
–7
M 
pH > 7
pH = 7
En todos los casos: Kw = [H3O+] x [OH–]
Luego si [H3O+] aumenta (disociación de un ácido), entonces [OH–] debe disminuir y así el producto de ambas
concentraciones continúa valiendo 10–14 M2.
Concepto de pOH. A veces se usa este otro concepto, casi idéntico al de pH:
pOH  log[OH  ]
Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10-14 M2
Aplicando logaritmos y cambiando el signo tendríamos para una temperatura de 25ºC:
ÁCIDO
1
2
3
BÁSICO
4
5
6
7
8
9
0
Zumo de
limón
pH + pOH = 14
Cerveza
Leche Sangre
Agua mar
1
1
1
2
1
3
1
44
1
Amoniaco
AGUA DESTILADA
Gráfica de pH en sustancias comunes
pK

Al igual que el pH se denomina pK a: pKa= –log Ka ;
pKb= –log Kb

Cuanto mayor es el valor de Ka o Kb mayor es la fuerza del ácido o de la base.

Cuanto mayor es el valor de pKa o pKb menor es la fuerza del ácido o de la base.
INDICADORES DE pH (ÁCIDO- BASE).
Son sustancias orgánicas que cambian de color al pasar de la forma ácida a la básica:
HIn + H2O  In– + H3O+
forma ácida
forma básica
Uno de los indicadores más utilizados es la fenolftaleína cuya forma ácida es incolora, siendo rosa
fucsia su forma básica y cuyo intervalo de viraje se encuentra entre 8 y 10 de pH. Igualmente, para
medir el pH de una disolución de manera aproximada en el laboratorio se utiliza habitualmente el papel
indicador que da una tonalidad diferente según el pH, por contener una mezcla de distintos indicadores.
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Algunos de los indicadores más utilizados son:
Indicador
Color forma
ácida
Color forma
básica
Zona de viraje
(pH)
Violeta de metilo
Amarillo
Violeta
0-2
Rojo Congo
Azul
Rojo
3-5
Rojo de metilo
Rojo
Amarillo
4-6
Tornasol
Rojo
Azul
6-8
Fenolftaleína
Incoloro
Rosa
8-10
Para facilidad en el cálculo y dado que el pH es una escala logarítmica en base 10, el cambio de color se considera
apreciable cuando:
[HIn] > 10 [In–] o
[HIn] < 1/10 [In–]
Ka 
[ In  ]  [H3O  ]
[HIn ]
 [H3O  ]  K a 
[HIn ]
[ In  ]
Aplicando logaritmos decimales y cambiando de signo:
[ In  ]
pH (viraje )  pK a  log
 pK a  1
[HIn ]
Ejemplo: El pH de una disolución acuosa es 12,6. ¿Cual será la [H3O+] y el pOH a la temperatura de 25ºC?
pH = –log [H3O+] = 12,6, de donde se deduce que: [H3O+] = 10-pH = 10-12,6 M = 2,5x10-13 M
Como Kw = [H3O+]x[OH–] = 10–14 M2, entonces:
KW
10-14 M 2
[OH ] 

 0,04
[H3O  ] 5  10-13 M
pOH = – log [OH–] = – log 0,04 M = 1,4
-
Comprobamos como pH + pOH = 12,6 + 1,4 = 14
Ejemplos:
Determinar el pH y el pOH de:
a) Una disolución 0,2 M de HCl
b) Una disolución 0,2 M de NaOH
c) Una disolución 0,2 M de Ca(OH)2
d) Una disolución 0,2 M de AcH sabiendo que Ka (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
e) Una disolución 0,2 M de NH3 sabiendo que Kb (25ºC) = 1,8 · 10–5 M
Equilibrio:
conc. in.(mol/l):
conc. eq.(mol/l):
Kb 
NH3 + H2O  NH4+ + OH–
0,2
0,2 – x
0
x
0
x
[NH4 ]  [OH  ]
x2

 1,8  10-5 M
[NH3 ]
0,2  x
De donde se deduce que
pOH = – log [OH–] = – log 1,9 · 10–3 = 2,72
x = [OH–] = 1,9 · 10–3 M
pH = 14 – pOH = 14 – 2,72 = 11,28
HIDRÓLISIS DE SALES
(Tratamiento cualitativo de las disoluciones acuosas de sales como casos particulares de equilibrios ácido-base)
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Hidrólisis es la reacción que se produce cuando los iones de una sal reaccionan con el agua. Así, cuando
una sal está disuelta en agua la disolución resultante puede ser ácida, básica o neutra. Para predecir de forma
cualitativa cómo será el pH resultante debemos:
1º.Disociar la sal en sus iones. Se debe tener en cuenta que todas las sales son electrólitos fuertes, es decir,
están totalmente disociadas.
2º. Identificar la procedencia de los iones.
3º. Determinar cuáles se pueden hidrolizar
4º. Plantear y analizar el equilibrio de hidrólisis
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: Na Cl
Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na CN
Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4 Cl
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4 CN
Ejemplo de hidrólisis ácida (de un catión): NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
Ejemplo de hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
Tipos de hidrólisis.
Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:




Sales procedentes de
Sales procedentes de
Sales procedentes de
Sales procedentes de
ácido fuerte y base fuerte.
ácido débil y base fuerte
ácido fuerte y base débil.
ácido débil y base débil.
Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.
Ejemplo: NaCl
NO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que ni el Na+ ni el Cl– ,que es una base muy débil, reaccionan con agua,
es decir, los equilibrios:
Na+ + 2 H2O
Cl– + H2O
NaOH + H3O+
HCl + OH–
están muy desplazado hacia la izquierda, y por tanto, su reacción con el agua es insignificante.
HIDRÓLISIS BÁSICA: Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.
Ejemplo: Na+CH3–COO–
Se produce HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el Na+ apenas reacciona con agua, pero el CH3–COO– es una base
relativamente fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:
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CH3–COO– + H2O  CH3–COOH + OH–
lo que provoca que el pH > 7 (disolución básica por la formación de grupos OH-).
HIDRÓLISIS ÁCIDA: Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.
Ejemplo: NH4Cl
Se produce HIDRÓLISIS ÁCIDA ya que el NH4+ es un ácido relativamente fuerte y reacciona con agua
mientras que el Cl– es una base débil y no lo hace de forma significativa: 
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
lo que provoca que el pH < 7 (disolución ácida).
Sales procedentes de ácido débil y base débil.
Ejemplo: NH4CN
En este caso tanto el catión NH4+ como el anión CN– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según
qué ión se hidrolice en mayor grado.
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+ Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M
CN- + H2O  HCN + OH-
Kb(CN–) = 2 x10–5 M
Como Kb(CN–) = 2 x10–5 M y Ka(NH4+) = 5,6 x 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es
mayor que Ka(NH4+)
Ejemplo cuantitativo
Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M. 
Se producirá hidrólisis básica por ser el CN– un anión procedente de un ácido débil. La reacción de hidrólisis será:
CN– + H2O  HCN + OH–
KH (CN  ) 
KW
[HCN ]  [OH  ]
1 1014 M 2


 2,5  105 M
10
10
[CN -]
4,0  10 M 4,0  10 M
Hidrólisis:
CN– + H2O  HCN + OH–
Conc inin. (M)
Conc equil. (M)
0,01
0,01(1–α)
2,5  105 M 
[HCN ]  [OH  ] (0,01 )2 M 2

0,01(1   ) M
[CN  ]
0
0,01α
0
0,01α
Despreciando a frente a 1, se obtiene que α = 0,05
Caso de no despreciar, puesto que se encuentra bastante al límite, resolveríamos la ecuación de segundo
grado que nos daría un α = 0,0488.
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[H3O  ] 
KW
10-14 M 2

 2,0  1011 M
[OH  ] 0,01 M  0,05
pH = –log [H3O+] = –log 2,0 x 10–11 M = 10,7
Razonar utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de las disoluciones que se relacionan seguidamente
son ácidos, básicos o neutros. a) Acetato potásico 0,01 M; b) Nitrato sódico 0,01 M; c) Sulfato amónico 0,01 M; d)
Hidróxido de bario 0,01 M.
a) Acetato potásico: pH básico, ya que
CH3–COO – + H2O  CH3–COOH + OH–
por ser el ác. acético débil, mientras que el K+ no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.
b) Nitrato sódico: pH neutro, ya que ni el anión NO3– ni el catión Na+ reaccionan con agua por proceder el primero
del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.
c) Sulfato amónico: pH ácido, ya que
NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
por ser el amoniaco débil, mientras que el SO42– no reacciona con agua por ser el H2SO4 ácido fuerte.
d) Hidróxido de bario: pH básico pues se trata de una base fuerte (los hidróxidos de los metales alcalinos y
alcalino-térreos son bases bastantes fuertes)
DISOLUCIONES AMORTIGUADORAS (TAMPÓN)
Son capaces de mantener el pH después de añadir pequeñas cantidades tanto de ácido como de base. Están
formadas por:
Disoluciones de ácido débil + sal de dicho ácido débil con catión neutro:
Ejemplo: ácido acético + acetato de sodio.
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Disoluciones de base débil + sal de dicha base débil con anión neutro:
Ejemplo: amoniaco y cloruro de amonio.
VALORACIONES ÁCIDO-BASE
Valorar es medir la concentración de un determinado ácido o base a partir del análisis volumétrico de la base
o ácido utilizado en la reacción de neutralización.
La neutralización de un ácido/base con una base/ácido de concentración conocida se consigue cuando n(OH–)
= n(H3O+). En el caso de sales procedentes de ácido o base débiles debe utilizarse un indicador que vire al pH de la
sal resultante de la neutralización.
Se debe tener en cuenta que el
pH en el punto de equivalencia no es
necesariamente 7 sino que depende de
la sal que se forme (ver hidrólisis).
La lluvia ácida.
Se debe principalmente a los ácidos sulfúrico y nítrico que se transforman en la atmósfera a partir de
contaminantes del aire.
El ácido sulfúrico procede principalmente del azufre del carbón utilizado en las centrales térmicas, donde
se transforma en SO2:
4 FeS2 (s) + 11O2 (g)

2Fe2O3 (s) + 8SO2 (g)
El SO2 junto con el O2 del aire y el agua atmosférica se transforma en ácido sulfúrico
SO2 (g) + 1/2 O2 (g)

SO3 (g) + H2O (l)

H2SO4 (l)
El ácido sulfúrico disuelto en el agua de la lluvia ataca a los materiales de construcción como la piedra
caliza o el mármol: CaCO3 (s) + H2SO4 (aq)

CaSO4 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
El CaSO4 es una sal soluble que desaparece arrastrada por el agua de lluvia que la disuelve
El ácido sulfúrico, es el responsable, también, del deterioro del papel de libros y documentos fabricados
con trazas de varios óxidos metálicos que catalizan la conversión del dióxido en trióxido de azufre
Importancia del pH en la vida cotidiana.
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