Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de Ingeniería Química Área de Química Laboratorio de Análisis Cualitativo Impartido por: Ing. Adrián Antonio Soberanis Ibáñez
DIAGRAMA DE FLOOD RESUMEN
/15
OBJETIVOS
/5
MARCO TEÓRICO
/10
M RCO METODOLÓGICO
/1
RESULTADOS
/10
INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS
/30
CONCLUSIONES
/20
BIBLIOGRAFÍA
/5
APENDICE
/4
Nombre: Pablo José Rosales Pineda Carné: 2012 12618 Guatemala, 31 de Agosto del 2013 1
INDICE
Carátula
1
Índice
2
Resumen
3
Objetivos
4
Marco Teórico
5
Marco Metodológico
10
Resultados
12
Interpretación de Resultados
15
Conclusiones
14
Bibliografía
15
Muestra de Cálculo
16
Datos Calculados
19
2
RESUMEN
La práctica con los diagramas de Flood, se realizó en búsqueda de un mejor entendimiento y emprendimiento de este, en cuanto al cálculo y explicación del equilibrio químico en soluciones acuosas de ácidos y bases. Así pues, al desarmarlo y conocer sus partes, sus límites, sus rangos de acidez, neutralidad y alcalinidad, se determinó las cualidades para y en donde actúan, tanto ácidos y bases independientemente, así como con respecto a su fuerza, siendo fuertes, débiles o muy débiles. Siendo el caso de esta práctica, en la cual se trabajaron con 2 ácidos débiles y 1 ácido muy débil. Para esto, se trabajaron con los diagramas, experimentando con un valor fijo y valores que varían en pro de encontrar cierto tercer valor en cuestión, siendo así como: teniendo concentraciones y la constante de acidez, podríamos calcular un pH aproximado gráfico, y viceversa, etcétera. Estos resultados que además de brindarnos datos numéricos, nos ofrecen regiones y espacios en los cuales ciertas ecuaciones (véase muestra de cálculo) se desempeñan con mayor calidad, en sentido de precisión, por lo cual, obteniendo estas regiones, las cuales se analizaron en el diagrama, se determinó de una forma más fácil qué tipo de ecuación usar, en orden de encontrar un valor matemático procedente de estas ecuaciones. Obtenidos ambas incógnitas (independientemente del ácido y las otras incógnitas), tanto matemática como gráficamente, se procedió a relacionárseles, para determinar el nivel de error entre estos; esto para poder de determinar la precisión correspondiente, de cada una de las ecuaciones, comparando al diagrama de Flood. Por lo cual siendo – El diagrama de Flood- un método muy efectivo para la determinación de pH’s, concentraciones, constantes e incluso grados de cada respectivo equilibrio químico cual se esté trabajando. 3
OBJETIVOS
Objetivo General Realizar el estudio de ionización de ácidos y bases mediante la construcción del diagrama de Flood, para poder explicar el equilibrio químico en solución acuosa, así como desglosar a este, conociendo sus partes más fundamentales para su manejo adecuado.
Objetivos Específicos 1. Aplicar el método gráfico del diagrama de Flood, para dos ácidos débiles y uno muy débil. 2. Trabajar con Flood, dejando un valor constante y variar otro, en orden de encontrar un tercero, siendo estos valores: pKa’s, pH’s y pCa’s, sucesivamente. Todos estos resultados gráficos.. 3. Calcular los mismos datos en cuestión; pero esta vez con ecuaciones matemáticas, respectiva a la región ubicada del punto de intersección de pCa y pKa/2. 4. Comparar el porcentaje de error del método gráfico con respecto al método matemático.
4
1. MARCO TEÓRICO
1.1 La auto-ionización del Agua El agua tiene la peculiaridad de actuar como acido, al donar un protón (H+) a otra molécula de H2O y como base, al aceptar un protón. Por ello, en soluciones acuosas, el agua es el solvente anfótero (o anfipróstilo). La molécula de agua que dona un protón se convierte en (OH-), es decir, una base conjugada; y análogamente, la molécula que acepta un protón se convierte en (H+), siendo este un ácido conjugado. A estos dos fenómenos se les conocen como “la autoionización del agua” y también como “autoprotolisis”.
Aplicando la ley de equilibrio, y tomando en cuenta que (H2O) es una especie no iónica, en consecuencia, su concentración es prácticamente constante, y se aproxima a la unidad, Kw, que es el producto iónico del agua, se puede expresar como: Kw = 1.0069E-14 a 25 ºC
(Aplicando el teorema de Sørensen, obtenemos el potencial de Kw como: pKw=14)
Cabe recordar que Kw es un valor adimensional. Además, note que el producto iónico Kw para una solución acuosa, es directamente proporcional a la variación de la temperatura a la cual se evalúa el sistema, es decir, que Kw se encuentra en función dependiendo de esta.
Para determinar el Kw a una temperatura T distinta de 25ºC se emplea una corrección termodinámica de la ecuación (véase ecuación I) propuesta por Van’t Hoff.
5
Es menester mencionar que, a temperaturas menores que 5ºC y mayores que 95ºC, el agua pierde sus propiedades de disolución anteriormente dichas, debido al punto de congelación y el punto de ebullición, respectivamente.
1.2 La 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 + OHLa concentración del agua (H2O) 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:
Ka = (H+) (b) / (a) Análogamente al tratamiento de ácidos, la constate de basicidad o de disociación de una base, Kb, puede expresarse de la siguiente manera:
Kb = (a) (OH-) / (b) Multiplicando estas dos ecuaciones previas, se obtiene la forma del producto iónico del agua, Kw, de esta forma:
Kw = Ka x Kb pKw = pKa + pKb 6
1.3 pH La concentración de (H+) (ac) en solución se puede expresar en términos de la escala de pH, ya que los valores de las concentraciones de los iones en sí, son muy pequeños, por lo que para su mejor manejo y expresión, se aplica el logaritmo común a esta concentración, siendo este el teorema de Sørensen; obteniendo al fin que, el pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.
De igual forma, este teorema y aclaración previa dada, puede ser aplicada para las concentraciones de (OH-) (ac), expresándose en escala de pOH, siendo este también, el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido.
La relación entre el pH y el pOH se puede obtener de la constante de agua; siendo esta ecuación otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion H+ y la concentración del ion OH-.
( pH + pOH = 14.00 ) Esta ecuación constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion H+ y la concentración del ion OH -.
1.3 Fuerza de los ácidos y bases Un ácido fuerte es aquel que presenta una alta disociación, en su generalidad completa, y con constante de equilibrio Ka > E-2 Un ácido débil se disocia (ioniza) parcialmente, por lo que presenta una constate de disociación relativamente pequeña, Ka < E-2. Y si estos ácidos, su constante de equilibrio es aún menor que Ka < E-7, se consideran como muy débiles. Las bases se definen de manera similar. Por ejemplo, se consideran sustancias fuertes aquellas con Kb > E-2, débiles a menores que este punto y muy débiles a aquellas con Kb < E-7. 7
1.4 Diagrama de Flood El diagrama de flood consiste en una representación gráfica de los valores de pH (en la ordenada: Y) contra los valores de pC (en la abscisa: X) de uno o varios solutos, ácidos o bases en disolución acuosa, manteniendo constantes los valores tales como α y Keq. Con este diagrama es sencillo el análisis de las condiciones de acidez, alcalinidad y/o neutralidad de una solución acuosa, siempre todo dependiendo de su constante de equilibrio y concentración inicial de agua; asimismo estas pueden ser obtenidas mediante ecuaciones que relacionan entre sí las variables en cuestión.
1.5 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, desde 0 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+). 8
1.5 Tratamiento de Solutos Fuerte La magnitud de concentración inicial de un soluto en solución acuosa, puede compararse con la magnitud de la constante Kw, si el soluto tiene características de disociarse idealmente al 100%, con respecto a esta característica de disociación, es por cual se trata con solutos fuertes.
1.6 Tratamiento de Solutos Débiles Un soluto se considera débil si su reacción protolítica con el disolvente es parcial, es decir, que su porcentaje de disociación es menor que un 100 %, de igual forma, si el soluto se disocia en menos del 10% se considera como “muy débil.
Cuando el Sistema tiene un pH entre (pKw/2 – 1) y (pKw/2) se aplica en
su totalidad el aporte significativo protónico del agua obteniendo la ecuación cúbica. (véase ecuación II). Siendo esta ecuación aplicable únicamente en el intervalo descrito anteriormente para los ácidos, y para los básicos será (pKw/2) y (pKw/2 + 1). Si el pH de la solución acuosa del ácido HA es menor que (pKw/2 – 1), el aporte protónico del agua puede despreciarse y en consecuencia (H+) es casi cero. Obtenemos de esta descripción la ecuación cuadrática (véase ecuación III). Cabe mencionar que, entre más diluido esté el soluto, más semejante será su comportamiento (tratamiento) con el de solutos fuertes.
1.7 Aplicaciones en la industria Ya que el diagrama de flood es un método gráfico para determinar concentraciones, pH (principalmente), así como también la constante y el grado de disociación; este método puede ser utilizado para determinar un pH aproximado de una solución, sin tener que medirlo directamente, de igual forma, encontrar la constante de acides/basicidad (Ka/Kb) desconocido de un soluto, para así, poder tratarlo como muy fuerte, fuerte, débil o muy débil. 9
2. MARCO METODOLÓGICO 2.1 Procedimiento 1. Por ser una práctica meramente teórica, se atendieron las indicaciones del instructor, siendo los aspectos principales a retomar para el uso del diagrama de Flood. 2. Se trabajó con 2 ácidos débiles: el Ácido Acético (CH3COOH) y el Ácido Fórmico (HCOOH); y con 1 ácido muy débil: Ácido Hipocloroso (HClO). 3. Se procedió con las primera gráfica (análogamente para cada uno de los tres ácidos), la cual consiste en, dejar un valor de pH fijo, variar con 5 valores de pKa; esto en orden de encontrar un pCa, resultando 5 de estos. 4. Se continuó, de igual forma que el paso anterior, análogamente para cada ácido, dejando un valor de pKa fijo, variando ahora 5 veces valores de pCa, en orden de encontrar pH gráficos. 5. Se completaron, con las seis gráficas de los dos incisos anteriores, otras tres más, una por cada ácido respectivo, teniendo un valor de pCa fijo y 5 variaciones de pH, para poder encontrar un valor de pKa. 6. Se observó que cada, variación con el punto fijo dejado, era el indicador para poder determinar el valor en cuestión por inciso. Sin embargo, se tomó especialmente la región en donde la línea de pCa se interceptada con la de pKa/2, siendo esta zona la indicadora de qué ecuación utilizar. 7. Se utilizaron las ecuaciones matemáticas respectivas para encontrar valores matemáticos. 8. Se procedió a relacionar los datos obtenidos gráficamente mediante el Diagrama de Flood y los recaudados por las ecuaciones matemáticas, esto para poder determinar un nivel de porcentaje de efectividad o desacierto de este método gráfico.
10
Inicio
Se trabajará con dos ácidos débiles: Ácido Acético y Ácido Fórmico
Se trabajará, además, con un ácido muy débil: Ácido Hipocloroso
Se dejará un pH constante, pKa variará; se deberá encontrar, pC’s.
5 variaciones por conjunto
Se dejará un pKa constante, pCa variará; se deberá encontrar, pH’s.
Se dejará un pCa constante, pH variará; se deberá encontrar, pKa’s.
Se encontrarán los valores matemáticos con las ecuaciones correspondientes a cada una
Relacionar los datos gráficos con los matemáticos y encontrar un % de error.
Inicio
11
3. RESULTADOS
Tabla I. Ácido Acético (CH3COOH) – Determinación de pCa – Gráfica I pH
pKa
pCa (gráfico)
pCa (matemático)
Ecuación
Error %
5
2.75
5.66
5
Cuadrática
13.1
5
3.75
5.25
4.9
Cuadrática
7.14
5
4.75
4.50
4.8
Cuadrática
6.25
5
5.75
3.75
4.25
Lineal
11.76
5
6.75
3.33
3.25
Lineal
2.46
Fuente: Ecuación III
Tabla II. Ácido Acético (CH3COOH) – Determinación de pH – Gráfica II pKa
pCa
pH (gráfico)
pH (matemático)
Ecuación
Error %
4.75
1
2.9
2.875
Lineal
0.87
4.75
2
3.5
3.375
Lineal
3.70
4.75
3
4.2
3.875
Lineal
8.39
4.75
4
4.7
4.47
Cuadrática
5.14
4.75
5
5.3
5.14
Cuadrática
3.11
Fuente: Ecuación III
Tabla III. Ácido Acético (CH3COOH) – Determinación de pKa – Gráfica III pCa
pH
pKa (gráfico)
pKa (matemático)
Ecuación
Error %
2
2
2
-
Cuadrática
100
2
3
4
4
Lineal
0
2
4
6
6
Lineal
0
2
5
8
8
Lineal
0
2
6
10
10
Lineal
Fuente: Ecuación III
12
Tabla I. Ácido Fórmico (HCOOH) – Determinación de pCa – Gráfica IV pH
pKa
pCa (gráfico)
pCa (matemático)
Ecuación
Error %
4
1.74
4.66
4
Cuadrática
16.5
4
2.74
4.25
3.9
Cuadrática
8.97
4
3.74
3.50
3.8
Cuadrática
7.89
4
4.74
2.75
3.25
Lineal
15.76
4
5.74
2.33
2.25
Lineal
3.55
Fuente: Ecuación III
Tabla II. Ácido Fórmico (HCOOH) – Determinación de pH – Gráfica V pKa
pCa
pH (gráfico)
pH (matemático)
Ecuación
Error %
3.74
1
2.5
2.37
Lineal
5.48
3.74
2
3.2
2.87
Lineal
11.49
3.74
3
3.7
3.46
Cuadrática
6.94
3.74
4
4.33
4.15
Cuadrática
4.34
3.74
5
5
5.02
Cuadrática
0.4
Fuente: Ecuación III
Tabla III. Ácido Fórmico (HCOOH) – Determinación de pKa – Gráfica VI pCa
pH
pKa (gráfico)
pKa (matemático)
Ecuación
Error %
3
2
1
1.95
Cuadrática
48
3
3
3
-
Cuadrática
100
3
4
5
5
Lineal
0
3
5
7
7
Lineal
0
3
6
9
9
Lineal
0
Fuente: Ecuación III
13
Tabla I. Ácido Hipocloroso (HClO) – Determinación de pCa – Gráfica VII pH
pKa
pCa (gráfico)
pCa (matemático)
Ecuación
Error %
5
5.52
4
4.48
Lineal
10.71
5
6.52
3.5
3.48
Lineal
0.57
5
7.52
2.66
2.48
Lineal
7.25
5
8.52
2
1.48
Lineal
35.14
5
9.52
0.66
0.48
Lineal
37.55
Fuente: Ecuación III
Tabla II. Ácido Hipocloroso (HClO) – Determinación de pH – Gráfica VIII pKa
pCa
pH (gráfico)
pH (matemático)
Ecuación
Error %
7.52
1
4.3
4.26
Lineal
0.94
7.52
2
4.7
4.76
Lineal
1.26
7.52
3
5.3
5.26
Lineal
0.76
7.52
4
5.7
5.76
Lineal
1.04
7.52
5
6.3
6.26
Cúbica
0.63
Fuente: Ecuación III
Tabla III. Ácido Hipocloroso (HClO) – Determinación de pKa – Gráfica IX pCa
pH
pKa (gráfico)
pKa (matemático)
Ecuación
Error %
1
2
3
3
Lineal
0
1
3
5
5
Lineal
0
1
4
7
7
Lineal
0
1
5
9
9
Lineal
0
1
6
11
11
Lineal
0
Fuente: Ecuación III
14
4. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS Siendo el –Diagrama de Flood- el método gráfico céntrico que con el cual se trabajó durante esta práctica, y sabiendo que con este diagrama, el cálculo de las incógnitas es sencillo, así como el análisis de las condiciones de acidez, alcalinidad y/o neutralidad de una solución acuosa. Siendo este el método del tópico, mas no único, ya que este diagrama va muy de la mano con varias (nueve, específicas) ecuaciones con las cuales se podrá manejar de una manera mucho más ideal. Estos ambos métodos, el gráfico y el matemático, pudiendo trabajar conjuntos, así como independientemente de cada uno. Para empezar gráficamente con el diagrama de flood, se comprendió de una representación gráfica de los valore de pKa (en la ordenada: Y) contra los valores de pC (en la abscisa: X) de uno o varios solutos, estos en orden de encontrar los pH’s, con estos dos datos. Sin embargo, experimentalmente se pudo comprobar que ese no es un orden estricto, ya que, teniendo dos de estos valores se puede encontrar el tercero en cuestión. Ya que la gráfica de flood, es un método pCa vs. pH, estos dos valores dan juego al tipo de ecuaciones a utilizar. Estas se determinar por la región en donde estas dos representaciones lineales de los valores, se cruzan, teniendo por lugar si está disociándose a menos del 1% o más del 10% o está próximo a un pH de 7 dónde el aporte del agua, sí cuenta. Analizando individualmente cada cambio, o mas bien, qué ocurre en cada variación: cuando la cantidad de soluto (Ca) se va variando en orden descendente, y se vuelve cada vez más y más pequeño, este ya no generará un cambio significante en el pH, ya que simplemente no habrá tanto que genere acidificación, sin embargo por ser una cantidad tan pequeña, la cual se podrá disociar mucho más, será, de hecho, una disociación alta, y se podrá tomar, en valores prematuros de concentraciones como disociado al 100%, es decir, cuando toca la línea limite, pendiente 1. (Ver grafica VI, resultados)
15
Pensando ahora en pKa, se notó que, al aumentar cada vez más y más este, dependientemente de la concentración del soluto, este se situará en regiones cercanas al del pH del agua (pKw+-7) por lo cual, en este punto, sí es de considerar el aporte que hace el agua en la solución, siendo menester utilizar la ecuación 4, cual incluye este aporte. Siento acá dónde la “proyección parabólica” propia del diagrama de flood tiende a ser más sutil, por lo cual, la neutralidad está más próxima a alcanzarse. La explicación del porqué el aumento o la variación de un pKa, se debe a que está a varias temperaturas, ya que esta depende de la temperatura a que se encuentre. Graficando un los potenciales de hidrogeno y pKa, y variando las concentraciones de los ácidos (este proceso en ordenes distintos) se determinaron las incógnitas en tiempo, procediendo a hacer el mismo cálculo matemáticamente, obteniendo las regiones en donde las ecuaciones aplicadas funcionan, como se mencionaba anteriormente. Se pensaba que, aquellas ecuaciones, que nos brindan mayores respuestas, es decir, aquellas con más datos, tanto a la entrada, como a la salida, resultaban ser las más precisas., sin embargo, se observó que, los datos que se calcularon con la ecuación “lineal” fueron los más exactos por, por obtenerse porcentajes despreciables, esto para este sistema que esta en una región mayor, con más prioridad en cuanto a la facilidad de manejar los datos. En cuanto a los valores, encontrados con los métodos matemáticos (ecuaciones II, III, IV) se obtuvo ciertos cambios entre estos, estos ya que, siendo las de mayor orden, estas tenderán a ser más precisas, lo cual se demuestra en el porcentaje de error, a diferencia, gran diferencia, de un método gráfico, el cual puede ser más sencillo y rápido; sin embargo, este puede estar a la deriva de la calidad de las gráficas e instrumentos graficadores, así como el/la persona graficador misma, pudiendo ceder precisión al momento de trazar líneas y errores humanos.
16
CONCLUSIONES
1. Los métodos gráficos resultaron ser un método sencillo para poder determinar un dato en cuestión, teniendo al menos dos próximos, sin importar el orden. 2. Se encontró que al momento de trabajar con un ácido con un potencial de la constante de acidez (pKa), siendo esta constante, el pH es directamente proporcional al potencial de la concentración del ácido (pCa) 3. Las variaciones del pKa están ligadas con la temperatura: por la manera de actuar de los iones de la solución, afectados por esta. 4. El pH dependerá de cuan concentrado esté el sistema. 5. La ecuación lineal, para solutos débiles o muy débiles resulto ser la más práctica y puntual en este experimento. 6. Para agregarle precisión al método gráfico, se debe trabajar con dimensiones más grandes para tener datos más detallados.
17
BIBLIOGRAFÍA
1. Diseño y Elaboración de un Programa Tutorial para el estudio del Equilibrio Acido-Base en Sol. Ac. con Énfasis en la Disociación, Mediante el Diagrama de Flood y Curvas de Disociación. Tesis Final. Luis Haroldo Barrera García-Salas, Ing. Cesar A. García. Universidad de San Carlos de Guatemala, Guatemala, 2001. Consulta: Págs. 7 - 45 2. División
y
Ciencias
Biológicas
de
la
Salud.
Ácidos,
Bases
y
Amortiguadores. Elisa Vega Ávila, Ramón Calvo, María del Carmen Pérez. La teoría y la Práctica en el Laboratorio de Química Analítica I. Universidad Autónoma Metropolitana-Itzapalapa, México, Unidad CBS, 2003. Consulta: Capítulo: 3. Págs. 47 – 53 3. Muhlenberg College Química. pH. Ing. Charles E. Mortimer México, Grupo Editorial Iberoamérica, 1983. Consulta: Capítulo: 15. Págs. 389 – 411. 4. Quimitube, Tu libro virtual de Química. Cálculo del pH de una base débil a partir de su valor de Kb [en línea] Salamanca, España. [ref. 14 Junio 2013]. Disponible en Web:
18
1. MUESTRA DE CÁLCULO
Ecuación I.
Corrección Termodinámica de Van’t Hoff.
Donde: , es la temperatura del nuevo estado (Kelvin) , es el calor de formación del agua a temperatura del estado de referencia (298.15k). R, es la constante general de los gases de equilibrio del agua.
Corrida, ecuación I
Ecuación I.
Cúbica para solutos débiles.
Donde: , son los protones. (La cual pudiese imaginarse cual X) Ka, es la constante de acidez. Kw, es la constante de equilibrio del agua. Ca, es la concentración inicial molar del soluto 19
Corrida, ecuación I (
)
Obtenemos que: = -5.79E-7 = 5.44E-7 = -9.67E-10
(Tomando sólo los positivos, tenemos que
= 5.44E-7)
Ecuación II. Cuadrática para solutos débiles.
Donde: , son los protones. (La cual pudiese imaginarse cual X) Ka, es la constante de acidez. Kw, es la constante de equilibrio del agua. Ca, es la concentración inicial molar del soluto
Corrida, ecuación II
Obtenemos que: = -2.51E-5 = 7.14E-6
(Tomando sólo los positivos, tenemos que 20
= 7.14E-6)
Ecuación III.
Lineal para solutos débiles.
Donde: pH, es el potencial hidrógeno. pKa, es el potencial de la constante de acidez. , es el potencial de la concentración del ácido.
Corrida ecuación III
Ecuación IV.
Cálculo de potenciales
Donde: Kw, es la constante de equilibrio del agua.
Corrida ecuación IV
21
Ecuación V.
Cálculo de constantes
Donde: Kw, es la constante de equilibrio del agua.
Corrida ecuación V
Ecuación VI.
Error Porcentual
T, es el dato teórico. E, es el dato de la medida experimental.
Corrida error para pH de la Gráfica 2, ecuación VI
22
1. DATOS CALCULADOS Tabla V.
Datos para Ácido Acético (CH3COOH) (gráfica I)
Variación
pH
pKa
pCa
1
5
2.75
5.66
2
5
3.75
5.25
3
5
4.75
4.50
4
5
5.75
3.75
5
5
6.75
3.33
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Acético (CH3COOH) (gráfica II)
Variación
pKa
pCa
pH
1
4.75
1
2.9
2
4.75
2
3.5
3
4.75
3
4.2
4
4.75
4
4.7
5
4.75
5
5.3
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Acético (CH3COOH) (gráfica III)
Variación
pCa
pH
pKa
1
2
2
2
2
2
3
4
3
2
4
6
4
2
5
8
5
2
6
10
Fuente: Elaboración Propia
23
Tabla V.
Datos para Ácido Fórmico (HCOOH) (gráfica IV)
Variación
pH
pKa
pCa
1
4
1.74
4.66
2
4
2.74
4.25
3
4
3.74
3.50
4
4
4.74
2.75
5
4
5.74
2.33
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Fórmico (HCOOH) (gráfica V)
Variación
pKa
pCa
pH
1
3.74
1
2.5
2
3.74
2
3.2
3
3.74
3
3.7
4
3.74
4
4.33
5
3.74
5
5
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Fórmico (HCOOH) (gráfica VI)
Variación
pCa
pH
pKa
1
3
2
1
2
3
3
3
3
3
4
5
4
3
5
7
5
3
6
9
Fuente: Elaboración Propia
24
Tabla V.
Datos para Ácido Hipocloroso (HClO) (gráfica VII)
Variación
pH
pKa
1
5
5.52
2
5
6.52
3
5
7.52
4
5
8.52
5
5
9.52
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Hipocloroso (HClO) (gráfica VIII)
Variación
pKa
pCa
pH
1
7.52
1
4.3
2
7.52
2
4.7
3
7.52
3
5.3
4
7.52
4
5.7
5
7.52
5
6.3
Fuente: Elaboración Propia
Tabla V.
Datos para Ácido Hipocloroso (HClO) (gráfica IX)
Variación
pCa
pH
pKa
1
1
2
3
2
1
3
5
3
1
4
7
4
1
5
9
5
1
6
11
Fuente: Elaboración Propia
25
Tabla IX.
Soluto
Porcentajes de Error
Error
Error
Error
(1) %
(2) %
(3) %
Gráfica I
9.40
4.17
2.31
4.76
Ácido
Gráfica II
1.26
4.53
4.05
4.47
Acético
Gráfica III
9.40
4.17
2.31
4.76
Gráfica IV
1.26
4.53
4.05
4.47
Gráfica
Ácido
Gráfica V
Fórmico
Gráfica VI Gráfica VII
Ácido
Gráfica VIII
Hipocloroso
Gráfica IX Fuente: Elaboración Propia
26
Error (5) %
