El frasco de ácido muriático y el balde del pasillo
En el laboratorio de un centro educativo de La Vega, el profesor encuentra un frasco de ácido muriático cuya etiqueta dice: "HCl 30% m/m, densidad 1.15 g/mL". El grupo de 5.º necesita preparar 500 mL de una disolución de HCl aproximadamente 1.0 M para una práctica. Mientras tanto, en el baño del pasillo, el personal de limpieza echó cloro (hipoclorito de sodio) en el mismo balde donde quedaba ácido muriático; se siente un olor penetrante, un estudiante tose y otro propone "echarle más agua para que se diluya" y seguir limpiando. Una profesora sugiere neutralizar con soda cáustica en escamas (NaOH) que hay en el almacén. El profesor debe decidir qué hacer primero, cómo preparar la disolución correctamente y qué explicar al personal.
1. Calcule el volumen de ácido concentrado necesario para preparar 500 mL de HCl 1.0 M.
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Paso 1. Masa de HCl por litro de disolución concentrada. 1 L = 1,000 mL; masa de disolución = 1,000 mL × 1.15 g/mL = 1,150 g. Solo el 30% es HCl: 1,150 × 0.30 = 345 g de HCl por litro.
Paso 2. Molaridad del frasco. Masa molar del HCl ≈ 36.46 g/mol. 345 ÷ 36.46 = 9.46 M (aprox. 9.5 M).
Paso 3. Dilución. M₁V₁ = M₂V₂ → V₁ = (1.0 M × 500 mL) ÷ 9.46 M = 52.8 mL, es decir unos 53 mL.
Procedimiento correcto: medir 53 mL de ácido en campana o zona ventilada, con guantes y gafas; verter el ácido lentamente sobre unos 400 mL de agua, agitando, y completar hasta 500 mL. Nunca al revés: al añadir agua al ácido concentrado se libera calor en la zona de contacto y puede proyectar ácido. La disolución no es exactamente 1.0 M sino ≈1.0 M; para una práctica escolar esa aproximación es aceptable si se informa.
2. ¿Qué debe hacer primero en el baño y cómo evalúa las dos propuestas (más agua y neutralizar con NaOH)?
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Primero, la seguridad de las personas, no la química del balde. Retirar a los estudiantes del pasillo, abrir ventanas y puertas para ventilar, no permanecer en el baño y avisar a un adulto responsable o a emergencias. Si alguien inhaló el gas, llevarlo al aire libre y buscar atención si hay tos persistente o dificultad para respirar.
"Echarle más agua": no resuelve el problema. El agua diluye el hipoclorito y el ácido, pero la reacción sigue produciendo cloro, y el gas, al ser más denso que el aire (71 g/mol frente a 29 g/mol), se acumula en las zonas bajas del baño. Además, agitando o salpicando se favorece la liberación.
"Neutralizar con NaOH en escamas": es peor. La neutralización ácido-base fuerte es muy exotérmica; en un balde puede salpicar líquido caliente y cáustico, y las escamas de NaOH queman la piel y los ojos. Tampoco es un reactivo para usar sin cálculo, sin equipo ni sin saber cuánto ácido queda.
Lo correcto: no mezclar productos de limpieza, desechar el contenido según el protocolo del centro y usar bicarbonato o material absorbente solo para un derrame de ácido ya identificado y con equipo de protección.
3. Escriba la reacción que ocurre en el balde y analice el error de un estudiante que, en vez de 53 mL, mide 50 mL de ácido para los 500 mL.
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Reacción: NaOCl + 2 HCl → Cl₂ + NaCl + H₂O El hipoclorito se oxida y el cloruro se reduce; se libera cloro molecular, un gas amarillo verdoso, irritante de ojos y vías respiratorias, que puede causar daño pulmonar según la exposición y el tiempo.
El error de medición. Con 50 mL: n = 0.050 L × 9.46 mol/L = 0.473 mol en 0.500 L → c = 0.946 M. Respecto a 1.0 M, el déficit es (1.000 − 0.946) ÷ 1.000 = 5.4%. Para una valoración o un cálculo estequiométrico que exija precisión, ese 5% introduce un error sistemático en todos los resultados; para una práctica demostrativa puede ser tolerable, pero debe informarse en el cuaderno.
Decisión razonable: si el objetivo es solo observar reacciones, 50 mL sirve y se reporta la concentración real; si se va a titular, se corrigen los 2.8 mL faltantes o se valora la disolución antes de usarla.