Hidrólisis

Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de Química Área de Química Laboratorio de Análisis Cualitativo Instructora: Inga. Adela Marroquín Sección: C

“Hidrólisis, diluciones y diagrama de sillen” SECCIÓN Resumen

10

2.

Objetivos

5

Marco Teórico

5

Marco Metodológico

5

Resultados (Pruebas de Identificación) 6. Interpretación de Resultados 7. Conclusiones

15

Bibliografía

5

3. 4. 5.

8.

PONDERACIÓN

1.

9.

NOTA

30 15

Apéndice

9.1 Datos Originales

1

9.2 Muestra de Cálculo ( Incluye el Análisis de Error) 9.3 Datos Calculados

5 4

NOTA

-

Edvin Alejandro Rodriguez Monzón – - 2013-25550 Guatemala, 23 de febrero del 2016

Fecha de revisión: _______________ Nota: ________ Firma: ___________

RESUMEN

Se determinó el pH experimental de una base débil (NH4OH), un ácido débil (CH3COOH), una sal básica (CH3COONA) y una sal acida (NH4Cl). Se prepararon los diferentes compuestos a 1 M. A partir de la molaridad inicial se calculó el pH de siete diferentes diluciones (1/1, 1/10, 1/100, 1/1000, 1/10000, 1/100000 y 1/1000000). Utilizando el diagrama de Sillen, partiendo de la concentración en cada dilución y la pK de cada compuesto, se calculó el pH teóricamente. Además se calculó el pH teóricamente, a partir de ecuaciones. Calculando el porcentaje de error entre el dato teórico y el experimental. Así

mismo se calculó el porcentaje de disociación o hidrólisis, a partir de

ecuaciones. Calculando el porcentaje de error entre el dato teórico y el experimental. Al analizar el porcentaje error obtenido, se llega a la conclusión que el pH experimental no es totalmente exacto con respecto al pH teórico y se determinó que el porcentaje de disociación o de hidrólisis de la solución aumentaba conforme se diluía la solución.

OBJETIVOS

Determinar los pH experimentales y teóricos, de las diferentes soluciones de hidróxido de amonio (NH4OH), ácido acético (CH3COOH), acetato de sodio (CH3COONa) y cloruro de amonio (NH 4Cl), que se preparan a partir de siete diluciones. Calculando el porcentaje de error entre el dato teórico y el dato experimental. Específicos 1. Realizar las diferentes diluciones de hidróxido de amonio (NH 4OH), acido acético (CH3COOH), acetato de sodio

(CH 3COONa) y cloruro de amonio

(NH4Cl), midiendo el pH obtenido en cada dilución. 2. Determinar que método es más exacto para el cálculo del pH teórico. 3. Determinar el porcentaje de error entre los datos de pH teóricos y los datos experimentales. 4. Determinar el comportamiento de la solución a partir del porcentaje de disociación o de hidrólisis, según sea el caso.

MARCO TEÓRICO

Ácidos y Bases En el estudio de las sustancias en estado acuoso, llamados ácidos o bases, de acuerdo a sus comportamientos dentro del agua. Según la Teoría ácido+

base de Brönsted/Lowry, un ácido es una substancia donadora de protones, H , y una base es una substancia aceptora de protones.

Fuerza ácido-base Algunos ácidos son mejores donadores de protones que otros; asimismo, algunas bases son mejores aceptoras de protones que otras. Si clasificamos a los ácidos de acuerdo con su capacidad de donar un protón, encontramos que entre más fácil una sustancia cede un protón, su base conjugada con menos facilidad acepta un protón. De forma similar, entre más fácil una base acepta un protón, su acido conjugado con menos facilidad cede un protón. En otras palabras, entre más fuerte es un ácido, más débil es su base conjugada; entre más fuerte es una base, más débil es su acido conjugado. Entonces, si sabemos algo sobre la fuerza de un ácido (su capacidad de donar protones), también sabemos algo sobre la fuerza de su base conjugada (su capacidad de aceptar protones).

Ácidos débiles Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones hidronio al medio pero también es capaz de aceptarlos. La base conjugada de un ácido débil muestra una ligera capacidad de eliminar protones del agua (la base conjugada de un ácido débil es una base débil). Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible: HA + H2O

-

A (ac) + H O

+

(Ecuación Química 1)

Constante de Acidez La constante de disociación de un ácido débil es la constante de equilibrio para la ionización de un ácido. La fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente mediante la magnitud de Ka. Cuanto mayor sea el valor de Ka el ácido será más fuerte es decir mayor será la concentración de iones hidronio en la solución. Sin embargo debemos recordar que solo los ácidos débiles tienen valores de Ka asociados con ellos. La expresión que relaciona las concentraciones de productos y reactivos con la constante de equilibrio, derivada de la Ecuación 1, es la siguiente: +¿¿ H ¿ −¿ A¿ ¿ ¿ Ka=¿ (Ecuación 1)

La concentración del agua [H20] en una solución diluida es prácticamente constante, por lo que su valor está incluido en la constante.

Ionización de ácidos y bases La ionización de un ácido “A” en solución acuosa, puede representar, mediante la siguiente reacción. Donde A, es un ácido; B, es una base y H+ es el ion hidronio: A + H2O

+

H +B


De igual forma, la disociación de una base “B” en medio acuoso se expresa mediante la siguiente ecuación. Donde A, es un ácido; B es una base y OH- es el ion hidróxido. B + H2O

A

+ OH

-


La concentración del agua (H 2O) en una solución diluida es prácticamente constante. Tomando en cuenta lo anterior, nos vemos conducidos a la expresión de la constate de acidez o disociación de ácidos, Ka: +¿¿ H ¿ [B] ¿ Ka=¿ (Ecuación 2) Análogamente el tratamiento de ácidos, la constate de basicidad o de disociación de una base, Kb, puede expresarse de la siguiente manera: −¿ OH ¿ ¿ [ A] ¿ Kb=¿ (Ecuación 3)

Multiplicando estas dos ecuaciones previas, se obtiene la forma del producto iónico del agua, Kw, de esta forma: Kw = Ka x Kb

(Ecuación 4)

pKw = pKa + pKb

(Ecuación 5)

Concepto de pH

El pH es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica +

la concentración de iones hidronio [H 3O ] presentes en determinadas disoluciones. Sören Sörensen propuso el término pH (potencial de hidrógeno), el símbolo “p” proviene de la palabra poder en el idioma inglés y su expresión implica el negativo del logaritmo del valor afectado. +

pH = - log([H ]) (Ecuación 6) Acidez, alcalinidad y neutralidad La neutralidad de una solución acuosa, implica la existencia de concentraciones iguales de especies ácidas y básicas, el cual ocurre a un valor de pH = pKw/2 a la temperatura T del sistema; no obstante, es casi imposible obtener soluciones con concentraciones exactamente iguales de ácido y base, por lo que este concepto se extiende a un intervalo de neutralidad con límites de pH entre(pKw/2 ± 1).En el caso de las soluciones ácidas tendremos que la concentración de iones(H+) será mayor a la de iones (OH-) y el pH estará contenido en un rango, desde0 hasta ser menor que (pKw/2 - 1). Recíprocamente, para las soluciones básicas o alcalinas, la concentración de iones (H+) será menor a la de iones (OH-) y el ph estará contenido en un rango, siendo mayor que (pKw/2 + 1) hasta 14. Cabe destacar que, en el +

-

intervalo de (pKw/2 ± 1), el pH depende del aporte de iones (H ) u (OH ) provenientes del soluto en mayor proporción de los que provienen de

la

autoprotólisis del agua. Fuera de este intervalo, el aporte protónico del agua es despreciable, esto es porque el aporte acuoso es menor que el 10% del aporte total de iones (H+).

Autoionización del agua El agua tiene la peculiaridad de actuar como ácido, al donar un protón a otra molécula de agua (H2O) y como base, al aceptar un protón. Por ello, en soluciones acuosas el agua es el disolvente anfiprótico. La molécula de agua -

que dona un protón se convierte en OH , es decir, una base conjugada; así la +

molécula del agua que acepta un protón se convierte en H 3O , un ácido conjugado. Estos dos fenómenos se expresan como una reacción de autoionización del agua, la cual es conocida también como autoprotólisis, o ruptura protónica de las moléculas de agua en sí mismas. +

H2O + H2O

H3O +

Ácido Base

Ácido

-

OH


Base

Conjugado Conjugada

La constante de equilibrio del agua se expresa así: +¿¿ de la −¿autoionización ¿ [ H ][ OH ] (Ecuación 7) Keq = [

]2

H2O

Debido a que el estado normal del disolvente H 2O es puro su concentración es igual a 1.0 Hidrólisis La palabra Hidrólisis significa descomposición por medio del agua. Se trata de un proceso contrario a la neutralización. Es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar parte de otra especie química.

La sal de un ácido débil, por ejemplo NaOAc, es un electrólito fuerte, como (casi) todas las sales, y se ioniza por completo. Además, el anión de la sal de un ácido débil es una base de Brønsted, que acepta protones. Se hidroliza parcialmente en agua (un ácido de Brønsted) para formar ion hidróxido y el ácido correspondiente no disociado. Por ejemplo, −¿ −¿+ H 2 O↔ HOAc+OH ¿ OAc ¿ El HOAc aquí se encuentra sin disociar, y por tanto no contribuye al pH. Esta ionización se conoce también como hidrólisis del ion salino. Como se hidroliza, el acetato de sodio es una base débil (la base conjugada del ácido acético). La constante de ionización para la ecuación es igual a la constante de basicidad de la sal. Cuanto más débil sea el ácido conjugado, más fuerte será la base conjugada; es decir, más fuertemente se combinará la sal con un protón, como del agua, para desplazar la ionización en la ecuación hacia la derecha. Los equilibrios para estas bases de Brønsted se tratan en forma idéntica a las bases débiles que se acaban de considerar. Se puede escribir una constante de equilibrio:

−¿ OH ¿ ¿ −¿ OAc ¿ ¿ [ HOAc ] ¿ Kh=Kb=¿ KH se llama constante de hidrólisis de la sal, y es la misma que la constante de basicidad. Se usará Kb para destacar que estas sales pueden tratarse igual que cualquier otra base débil. Hidrólisis de los iones Para poder estudiar el comportamiento con el agua, las sales se suelen clasificar según su procedencia en cuatro grupos: Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte Sales procedentes de base fuerte y ácido débil Sales procedentes de base débil y ácido fuerte Sales procedentes de ácido débil y ácido débil. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte Sales cuyos iones son apróticos (disoluciones de una sal que proceda de un ácido fuerte, que se ha combinado con una base fuerte). Los iones producidos aparentemente no ganan ni pierden protones, por lo tanto, no afectan el equilibrio entre las concentraciones de los iones hidronio y oxhidrilos del agua, es decir, no se realiza ninguna hidrólisis y la solución presenta un carácter neutro. Algunos ejemplos de estas sales son el Cloruro de Sodio y el Nitrato de Potasio. Sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte

Sales cuyos aniones son aceptadores de protones (disoluciones de una sal que proceda de un ácido débil, que se ha combinado con una base fuerte). Los aniones que se forman, se comportan como bases, y por lo tanto reaccionan con el solvente capturando o aceptando de éste protones. Esto hace que se verifique un aumento en la concentración de los iones oxhidrilos del solvente, lo cual también equivale, a una disminución de la concentración de los iones hidronio contenidos en el solvente. El carácter de la disolución será básico y por esto, el pH será mayor a 7. Algunos ejemplos de estas sales son el Acetato de Sodio, Carbonato de Sodio y el Cianuro de Potasio. Sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil Sales cuyos cationes son donadores de protones (disoluciones de una sal que proceda de un ácido fuerte, que se ha combinado con una base débil). Los cationes producidos de acuerdo con Brönsted, se consideran como ácidos. Los aniones formados, son débilmente básicos. Los cationes pueden ser de dos tipos:  

No hidratados: Ion Amonio. Hidratados: Ion Aluminio y Ion Férrico.

Las sales que producen cationes con radio iónico relativamente pequeño como consecuencia de la hidrólisis, se precipita un hidróxido o una sal básica.

En estos casos, se puede observar que el catión producido por la sal reacciona con el solvente (agua), donando protones que dan carácter ácido

a la disolución. Se debe esperar entonces que al disolver una sal de este grupo, el pH de la disolución sea menor de 7. Sales procedentes de un ácido débil y una base débil Sales cuyos cationes se comportan como ácidos y cuyos aniones se conducen como bases (disolución de una sal formada por un ácido y base débil). Si el catión es un donador de protones y el anión un aceptador de protones, una sal de este tipo puede tener u carácter acido neutro o básico. Esto depende de la fuerza relativa del catión como ácido y del anión como base. Podemos decir que la sal sufre una profunda descomposición hidrolítica por doble concepto. Si corresponda a una base o u acido insoluble, al hidrolizarse la sal se producirá una precipitación. Algunos ejemplos de las sales que pertenecen a este grupo son el Acetato de Amonio y el Cianuro de Amonio. Diagrama de Sillen

El diagrama de Sillen se utiliza con mayor frecuencia en el estudio de la hidrólisis por su versatilidad para con este tema del análisis químico.

El diagrama de Sillen es una forma de expresar el pH (ordenada) y la concentración molar del soluto (abscisa). Utilizando métodos matemáticos, combinándolos con métodos analíticos podemos obtener ecuaciones exactas para determinar las diferentes componentes de una solución, por lo mismo si podemos relacionar estas ramas de la ciencia, podemos demostrar el comportamiento de una solución al ser diluida en agua, lo que es básicamente el significado de hidrólisis. De esta forma es posible, identificar visualmente las especies

importantes a un valor particular de pH. Se usa una escala logarítmica, debido a que las concentraciones pueden variar en muchos órdenes de magnitud. El diagrama de Sillen se aplica solo a un ácido-base específico y a una concentración inicial. Estos diagramas se obtienen a partir de la concentración y las constantes de disociación.

Diagrama de Sillen 

Diagrama del acido acético pKa = 4.74

Ca = 0.12 M pCa=0.92

Base

Ácido Figura 1. Diagrama de Sillen

Uso del Diagrama de Sillen

1. Ubicar la pKa del acido en el eje y del diagrama. 2. Ubicar el pCa del acido en el eje x del diagrama. 3. En el punto en el intercepta la línea del pKa y la de pCa se traza una línea de pendiente 1. 4. En el punto en el que intercepta con la línea del 100% de disociación se traza una línea horizontal hacia el eje y, en donde se encuentra el pH de la solución. +¿ −¿+ H ¿ CH 3 COOH ↔ CH 3 COO¿ p1 = pC = pC especie libre – pCa = 2.8 -0.92 = 1.88 1 = 0.013 % 1 = 1.3%

Dilución La dilución es la reducción de la concentración de una sustancia química en una disolución. La dilución consiste en rebajar la cantidad de soluto por unidad de volumen de disolución. Se logra adicionando más diluyente a la misma cantidad de soluto: se toma una poca porción de una solución alícuota y después esta misma se introduce en más disolvente.

MARCO METODOLÓGICO



Logaritmo de procedimiento

1. Se verificó que el pH de neutralidad del solvente (agua), se encontrara en el rango de (pKw/2 -1 , pKw/2 +1) 2. Se prepararon 50 ml de solución 0.1 M de hidróxido de amonio (NH 4OH), acido acético (CH3COOH), acetato de sodio (CH3COONa) y cloruro de amonio (NH4Cl). 3. Se midió el pH inicial de cada solución. 4. Se diluyó cada solución 6 veces (1/1, 1/10, 1/100, 1/1000, 1/10000, 1/100000 y 1/1000000). 5. Se midió el nuevo pH de cada dilución, de los diferentes compuestos. 6. Se calculó el porcentaje de disociación o hidrólisis de cada compuesto, según fue el caso.



Diagrama de Flujo

Inicio

Preparar 50 ml de solución 0.1 M NH4OH, CH3COOH, CH3COONa y NH4Cl. Medir el pH inicial de cada solución. Diluir cada solución el número de veces indicado. Medir el nuevo pH después de cada dilución. Calcular el % de disociación o de hidrólisis. Fin

RESULTADOS

Tabla no. 1 Disociación Alcalina, Hidróxido de Amonio No. 1 2 3 4 5 6 7

Dilución 1/1 1/10 1/100 1/1000 1/10000 1/100000 1/100000

pCb 0 1 2 3 4 5 6

pH Exp. 10.576 9.935 9.551 8.853 7.760 7.760 7.760

pH Sillen 11.70 11.20 10.70 10.20 9.60 9.00 8.00

pH Ec. 11.75 11.25 10.75 10.25 9.75 9.25 8.75

p1 Ec. 2.30 1.90 1.30 0.80 0.40 0 0

0 Fuente: datos originales y datos calculados.

Tabla no. 2 % Error, Disociación Alcalina, Hidróxido de Amonio % Error pHsillen – pHexp. 2.05% 2.50%

% Error pHEc. – pHexp. 2.46% 2.93%

%Error p1Teorico – p1exp. 2.50% 3.64%

3.27% 2.45% 2.12% 1.88% 4.13% Fuente: Datos calculados

3.72% 2.92% 3.59% 4.54% 4.80%

2.30% 4.65% 2.81% 4.59% 4.20%

Tabla no. 3 Disociación Acida, Ácido Acético No. 1 2 3 4 5 6 7

Dilución 1/1 1/10 1/100 1/1000 1/10000 1/100000 1/100000

pCa 0 1 2 3 4 5 6

pH Exp. 2.65 3.20 3.76 4.21 5.01 5.54 6.72

pH Sillen 2.40 2.80 3.40 3.90 4.40 5.00 6.00

pH Ec. 2.37 2.87 3.37 3.87 4.37 4.87 5.37

p1 2.40 1.80 1.30 0.80 0.40 0 0


Tabla no. 4 % Error, Disociación Acida, Ácido Acético % Error pHsillen – pHexp. 2.5% 4.28% 0.29% 11.53% 13.18% 15.2% 19.33% Fuente: Datos calculados

% Error pHEc. – pHexp. 1.26% 2.44% 1.19% 10.85% 12.58% 12.94% 9.97%

%Error p1Teorico – p1exp. 2.80% 3.15% 1.24% 9.54% 6.80% 4.63% 4.20%

Tabla no. 5 Hidrolisis Alcalina, Acetato de Sodio No. 1 2 3 4 5 6 7

Dilución 1/1 1/10 1/100 1/1000 1/10000 1/100000 1/100000

pCa 0 1 2 3 4 5 6

pH Exp. 9.20 8.89 8.51 8.44 7.93 7.93 5.39

pH Sillen 8.60 8.10 7.40 7.10 6.50 6.40 6.30

pH Ec. 8.57 8.07 7.57 7.07 6.57 6.07 5.57

p0 3.83 3.33 2.83 2.33 1.83 1.33 0.83


Tabla no. 6 % Error, Acetato de Sodio % Error pHsillen – pHexp. 4.07% 3.70% 4.73% 7.18% 10.62% 7.97% 8.10% Fuente: Datos calculados

% Error pHEc. – pHexp. 3.73% 3.34% 2.38% 7.64% 9.44% 13.84% 22.26%

Tabla no. 7 Hidrólisis Acida


No. 1 2 3 4 5 6 7

Dilución 1/1 1/10 1/100 1/1000 1/10000 1/100000 1/100000

pCa 0 1 2 3 4 5 6

pH Exp. 4.10 5.92 7.30 7.65 7.77 7.83 7.86

pH Sillen 4.20 4.80 5.20 5.70 6.20 6.50 6.60

pH Ec. 4.28 4.78 5.28 5.78 6.28 6.78 7.28

p0 4.28 3.78 3.28 2.78 2.28 1.78 1.28


Tabla no. 8 % Error, Hidrólisis Acida % Error pHsillen – pHexp. 21.43% 27.08% 19.81% 13.16% 6.45% 3.08% 4.54% Fuente: Datos calculados

% Error pHEc. – pHexp. 19.16% 27.61% 17.99% 11.59% 5.09% 1.18% 5.22%


INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

Se prepararon los diferentes compuestos a 1 M. A partir de la molaridad inicial se calculó experimentalmente el pH de siete diferentes diluciones (1/1, 1/10, 1/100, 1/1000, 1/10000, 1/100000 y 1/1000000). Utilizando el diagrama de Sillen, partiendo de la concentración en cada dilución y la pK de cada compuesto, se calculó el pH teóricamente. Además se calculó el pH teóricamente, a partir de ecuaciones. Calculando el porcentaje de error entre el dato teórico y el experimental. Así

mismo se calculó el porcentaje de disociación o hidrólisis, a partir de

ecuaciones. Calculando el porcentaje de error entre el dato teórico y el experimental. En la tabla no. 1 se muestras los resultados de la disociación del hidróxido de amonio (NH4OH), empezando en un pH de 10.576 experimentalmente, determinamos que: entre más diluida se encuentra la solución, el pH se vuelve más acido. Al analizar el p1, determinamos que entre más diluida esta la solución, esta se encuentra mas disociada. En la tabla no. 2, encontramos los porcentajes de error entre los datos teóricos y los datos experimentales. Al analizar los porcentajes de error determinamos que el error entre el pH del diagrama de Sillen y el pH experimental se encuentra entre el 2% y el 4%, y el porcentaje de error entre el pH por ecuaciones y el pH experimental está entre el 2.5% y el 5%, por lo que concluimos que el pH calculado experimentalmente fue bastante exacto con respecto a los datos teóricos. En la tabla no. 3 se muestras los resultados de la disociación del acido acético (CH3COOH), empezando en un pH de 2.65 experimentalmente, determinamos que: entre más diluida se encuentra la solución, el pH se vuelve más alcalino. Al analizar el p1, determinamos que entre más diluida esta la solución, esta se encuentra más disociada. En la tabla no. 4, encontramos los porcentajes de error entre los datos teóricos y los datos experimentales. Al analizar los porcentajes de error determinamos que el error entre el pH del diagrama de Sillen y el pH experimental se encuentra entre el 2.5% y el 19%, y el porcentaje de error entre el

pH por ecuaciones y el pH experimental está entre el 1.2% y el 10%, por lo que concluimos que el porcentaje de error va creciendo conforme se encuentra más diluida

nuestra

solución,

lo

que

quiere

decir

que

el

pH

calculado

experimentalmente no es totalmente exacto. En la tabla no. 5 se muestras los resultados de la hidrólisis alcalina del acetato de sodio (CH3COONa), empezando en un pH de 9.20 experimentalmente, determinamos que: entre más diluida se encuentra la solución, el pH se vuelve más acido. Al analizar el p0, determinamos que entre más diluida esta la solución, esta se encuentra más hidrolizada. En la tabla no. 6, encontramos los porcentajes de error entre los datos teóricos y los datos experimentales. Al analizar los porcentajes de error determinamos que el error entre el pH del diagrama de Sillen y el pH experimental se encuentra entre el 4% y el 8%, y el porcentaje de error entre el pH por ecuaciones y el pH experimental está entre el 3% y el 22%, por lo que concluimos que el porcentaje de error va creciendo conforme se encuentra más diluida nuestra solución, lo que quiere decir que el pH calculado experimentalmente no es totalmente exacto. En la tabla no. 7 se muestras los resultados de la hidrólisis acida del cloruro de amonio (NH4Cl), empezando en un pH de 4.10 experimentalmente, determinamos que: entre más diluida se encuentra la solución, el pH se vuelve más alcalino. Al analizar el p0, determinamos que entre más diluida esta la solución, esta se encuentra más hidrolizada. En la tabla no. 8, encontramos los porcentajes de error entre los datos teóricos y los datos experimentales. Al analizar los porcentajes de error determinamos que el error entre el pH del diagrama de Sillen y el pH experimental se encuentra entre el 5% y el 21%, y el porcentaje de error entre el pH por ecuaciones y el pH experimental está entre el 5% y el 19%, por lo que concluimos que el porcentaje de error va creciendo conforme se encuentra más diluida

nuestra

solución,

lo

que

quiere

decir

que

el

pH

calculado

experimentalmente no es totalmente exacto. A partir del análisis de los resultados concluimos que al comprar los datos teóricos y experimentales de pH, se encontró un porcentaje de error que nos

demuestra que el pH calculado experimentalmente no es totalmente exacto, debido a factores de medición y de calidad del potenciómetro el método. Se determinó que el porcentaje de disociación o de hidrólisis de la solución aumentaba conforme más diluida se encontraba la solución. El método para encontrar el pH Teórico más sencillo es la realización del diagrama de Sillen, el cual también nos da mayor exactitud.

CONCLUSIONES

1. El método más sencillo y exacto para el cálculo del pH teórico es el diagrama de Sillen.

2. A partir del porcentaje de error, determinamos que el dato experimental con respecto al dato teórico no eran totalmente exactos, por lo que se cometieron errores al medir el pH en el laboratorio. 3. Se determinó que el porcentaje de disociación o de hidrólisis de la solución aumentaba conforme más diluida se encontraba la solución.

BIBLIOGRAFÍA

1. Dick, J. G. “Teorías de las curvas de titulación”. En Química Analítica. México D. F.: Editorial El Manual Moderno, S. A. 1979. Pp. 232 – 249. 2.

Christian, G. D. “Equilibrio Acido-Base” y “. En Química Analítica, Sexta Edición. McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES, S. A. pp. 230-234

3. Brown, T; LeMay, H; Bursten, B; Murphy, C. “Reacciones acuosas y estequiometria de disoluciones”. En Química la Ciencia Central, Decimo Primera edición. México: Editorial Pearson Educación, 2009. Pp. 146

APÉNDICE

DATOS ORIGINALES (Adjuntos) MUESTRA DE CÁLCULO

1. Conversión de M a gr de NH4Cl m ∗L∗Peso formula L mL= 1 mol

mL=

0.1moles NH 4 Cl L∗53.45 gr ∗0.05 =2.67 gr NH 4 Cl L 1 mol NH 4 Cl

2. Calculo pH Hidrólisis acetato de sodio pKw: 12.4 pKsb: 4.74 pCsB: 2 pKw pKsb pCsb pH= + − 2 2 2

pH=

12.40 4.74 2 + − =7.57 2 2 2

3. Calculo pH disociación ácido acético pKw: 13.98 pKa: 4.74 pCa: 4 pKa pCa pH= + 2 2 pH=

4.74 4 + =4.37 2 2

4. Calculo porcentaje de hidrólisis cloruro de amonio pKw: 13.30 pKsa: 4.74 pCsa: 6

pα 0=

pKw pKsa pCsa − − 2 2 2

pα 0=

13.30 4.74 6 − − =1.28 2 2 2

5. % de error Porcentaje de error=

error =

Dato teorico−datoexperimental ∗100 Dato teorico

8.57−8.25 ∗100=3.73 8.57

DATOS CALCULADOS

Hidrólisis

Recommend Documents