UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA

FACULTAD DE INGENIERÍA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS

Informe de Laboratorio Nº 4

EQUILIBRIO QUIMICO

INTEGRANTE

1. Beteta Acuña Freddy 20080300K

2. Merino Suasnabar Nohelia M. 20094127D

3. Pizarro Andrade Heiddy M. 20092054J

CURSO: QUIMICA INDUSTRIAL I (CB-221 V)

PROFESORA: Ing. Petra Rondinel Pineda

Fecha de Realización del experimento:

Lima, 19 de Octubre del 2009

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS

A OBJETIVOS:

Apreciar de manera experimental las reacciones de los indicadores con un ácido a

diferentes concentraciones

También saber identificar la concentración de un ácido por comparación

B FUNDAMENTO TEORICO:

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones

La ionización del HCl gaseoso en agua tiene ahora otra interpretación: el HCl transfiere un protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+) y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un ácido porque cedió un protón y el agua es una base porque aceptó un protón.

La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también a las reacciones en medios diferentes al acuoso. En la reacción representada a la izquierda el cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere un protón al amoniaco (base) también en estado gaseoso.

Equilibrio de ácidos y bases débiles: en las disoluciones de electrolitos fuertes, no existe el equilibrio, ya que la ionización es total. Pero para los ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en solución acuosa. Por lo tanto existe una constante de equilibrio que recibe el nombre de constante de acidez (Ka) y una constante de basicidad (Kb).

Producto iónico del agua

La ionización del agua químicamente pura se describe como sigue:

Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo. Produciéndose un fenómeno conocido como autoprotólisis.La constante de equilibrio para la ecuación es la que se muestra a la derecha. Pero

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como la concentración del agua es constante, al multiplicar este valor constante por la constante de equilibrio (Ke), se obtiene otra constante (Kw), que recibe el nombre de producto iónico del agua.

Expresión matemática del producto iónico del agua:

Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las concentraciones de H3O+ y OH- son iguales y que tienen un valor de 1 x 10-7. El agua es una sustancia neutra gracias a que las concentraciones de iones hidronio e hidroxilo son iguales.

Si se produce una variación de alguna de las concentraciones se observa un desplazamiento del equilibrio, según el principio de Le Chatelier, lo que mantiene inalterado el valor del producto iónico del agua (Kw). Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1 moles de ácido clorhídrico, se tiene una

concentración de 1 x 10-1 moles de H3O+, de modo que si se desprecia, por ser una cantidad muy pequeña, la concentración de iones hidronio del agua pura, la nueva concentración de iones hidroxilo será:

Esto indica que la concentración de iones hidroxilo se ha reducido considerablemente para así poder mantener constante el valor de Kw. En solución acuosa se pueden presentar los siguientes casos:

pH: la concentración de hidronio varía de 10-1 a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un valor de 10-7 en soluciones neutras y los valores de 10-8 a 10-14 en soluciones básicas. Los químicos han encontrado incómoda esta forma de expresar la acidez de una solución y por esto, el bioquímico danés Sörensen propuso en 1909 una escala para expresar estas concentraciones que se conoce como escala del pH

Hidrólisis de Sales

NaCl (sal neutra) Na2CO3(sal básica) NH4Cl(sal ácida)

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Se define hidrólisis de una sal como el proceso en el cual los componentes iónicos de la sal disuelta en agua son capaces de romper la molécula de agua, generando la presencia de iones H3O+ y/o OH-

Como se menciona anteriormente, por la teoría de Brønsted-Lowry, un ácido-base genera una base-ácido conjugada de fuerza inversa a la del ácido que le dio origen, esto es, un ácido-base fuerte dará origen a una base-ácido débil y un ácido-base débil dará origen a una base-ácido fuerte

Además también que una sal el producto de la reacción entre un ácido o base, por ejemplo NaCl:

HCl + NaOH ->NaCl + H2O

Tanto HCl como NaOH son especies muy fuertes (Ka y Kb tienden a infinito respectivamente), por ende sus pares base/ácido conjugados tiene constantes de acidez/basicidad que tienden a cero.Si disolvemos NaCl en agua, por propiedades de las sales, tendremos que:

NaClac -> Na+ + Cl-

A modo de resumen, podemos decir que para determinar si una sal es ácida, básica o neutra, es necesario hacer el estudio del origen de la sal, de esta forma, se podrá predecir de forma efectiva si ocurrirá hidrólisis o no y el tipo de solución (ácida o básica) que se formará como consecuencia de esto

REACTIVOS INDICADORES

Tornasol: Tinte vegetal obtenido de los líquenes, normalmente del género Variolaria, y que se utiliza en química para determinar la presencia de ácidos y bases en una disolución. Para indicar la presencia de un ácido o una base, se utilizan tiras de papel impregnadas en una disolución de tornasol azul o rojo, o pequeñas cantidades de la misma disolución; los ácidos colorean de rojo el tornasol azul, y las bases colorean de azul el tornasol rojo.

Papel indicador de pH.Este método es más barato, pero es más inexacto que los otros. Por eso se dice que este método es semi-cuantitativo, porque solo muestra algo cercano a lo que es el pH de una solución.

, Cuando la concentración de la especie ácida del indicador es igual a la concentración de la forma básica del indicador, la constante de protonación es igual a la inversa de la concentración de protones.

Fenolftaleína: Un derivado del fenol, la fenolftaleína

(C20H14O4), es un compuesto químico obtenido por la reacción entre el fenol y el anhídrido ftálico en

Quinto Informe de Laboratorio Química Industrial I Página 4

presencia de ácido sulfúrico; se usa como indicador de la acidez. El término fenol se usa también para denominar a cualquiera de los compuestos de carácter ácido que son derivados hidroxilados de los hidrocarburos aromáticos, por ejemplo, los metilfenoles (cresoles) y la resorcina.

C ESQUEMAS DE PROCESOS:

EXPERIMENTO N°5

“Preparación de soluciones básicas estándares mediante diluciones”

EXPERIMENTO N°6

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Se toma 5 ml de NaOH 0.1M en un tubo de ensayo. La rotulamos como tubo N°1

Se obtiene una solución de concentración 0.01M la rotulamos como tubo N° 2.

Cogemos 0.5 ml del tubo anterior (0.1M) Agregamos 4.5 ml de agua destilada.

Estos 4 tubos los dividimos cada uno en dos partes aproximadamente iguales, entonces obtuvimos dos series de 4 tubos cada uno.

Realizamos el mismo proceso para obtener soluciones de NaOH 0.001M y 0.0001M Los cuales rotulamos como tubo N°3 y 4 respectivamente.

Realizamos el mismo proceso para obtener soluciones de NaOH 0.001M y 0.0001M Los cuales rotulamos como tubo N°3 y 4 respectivamente.

A la primera serie le agregamos 2 gotas de índigo de carmín y a la segunda serie 5 gotas de amarillo de alizarina.

“Determinación de la concentración [OH] en una solución

básica desconocida “

EXPERIMENTO N°7

Titulación de una base débil (NH4OH, XM) de concentración desconocida con un ácido fuerte (HCl).

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EXPERIMENTO N°8

D MATERIALES, EQUIPOS Y REACTIVOS:

EXPERIMENTO N°5

10 tubos de ensayo 13x100, 1 probeta, 1 pipeta

NAOH (O.1M)

Indicadores índigo de carmín y amarillo de alizarina

EXPERIMENTO N°6

2 tubos de 13x100

1 probeta de 25ml

Solución básica desconocida

Indicadores índigo de carmín y amarillo de alizarina.

EXPERIMENTO 7

Erlenmeyer de 250ml

Pipeta

Bureta

NH4OH (xM), HCl (0.1M)

Indicadores anaranjado de metilo y fenolftaleína

EXPERIMENTO 8

1 luna de reloj

6 trozos de papel indicador universal

Quinto Informe de Laboratorio Química Industrial I Página 7

Carbonato de sodio, cloruro de amonio, cloruro de sodio, cloruro de aluminio, sulfato de

potasio, y acetato de sodio.

E. CALCULOS Y RESULTADOS.

EXPERIMENTO N°5

Con el Índigo Carmín:

Tubo N°1A Tubo N°2A

VERDE CLARO TURQUESA

[ OH ] = 0.1M [ OH ] = 0.01M

Tubo N°3A Tubo N°4A

TURQUESA MENOS INTENSO

[ OH ] = 0.001M [ OH ] = 0.0001M

Con el Amarillo de Alizarina:

Tubo N°1B Tubo N°2B

ANARANJADO ROJIZO

Quinto Informe de Laboratorio Química Industrial I Página 8

TURQUESA MUCHO

MENOS INTENSO

ANARANJADO ROJIZO CLARO

[ OH ] = 0.1M [ OH ] = 0.01M

Tubo N°3B Tubo N°4B

AMARILLO CLARO AMARILLO MÁS

CLARO

[ OH ] = 0.001M [ OH ] = 0.0001M

EXPERIMENTO N°6

Al agregar 2 gotas de índigo de carmín a la solución básica desconocida este

resultó ser igual a la solución del tubo N°1A

Al agregar 5 gotas de alizarina a la solución básica desconocida este resultó ser igual a la

solución del tubo N°1B.

EXPERIMENTO N°7

NH4OH + HCLNH4Cl + H2O

a) CON EL ANARANJADO DE METILO:

#eq. NH4OH = # eq. HCl

[NH4OH]. θ1 .V [NH4OH] = [HCl]. θ2 .V[HCl]

[NH4OH]. (1). (30) ml = (0.1) (1) (7.2) ml

[NH4OH] = 0.024 mol / L

Entonces:

n (NH4OH) = [NH4OH] . V (NH4OH)

n (NH4OH) = (0.024)(30x10-3)

n (NH4OH) = 0.72x10-3

Entonces:

[NH4OH] al inicio = n / v = 0.72x10-3 / 10x10-3 = 0.072

b) CON LA FENOLFTALEINA:

#eq. NH4OH = # eq HCl

[NH4OH]. (1). (30) ml = (0.1) (1) (7) ml

[NH4OH] = 0.023 mol / L

Entonces:

n (NH4OH) = [NH4OH] . V (NH4OH)

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n (NH4OH) = (0.023)(30x10-3)

n (NH4OH) = 0.69 x 10-3

Entonces:

[NH4OH] al inicio = n / v = 0.69x10-3 / 10x10-3 = 0.069

EXPERIMENTO N°8

SAL Na2CO3 NH4Cl NaCl AlCl3 K2SO4 CH3COONa

pH 11 3.5 9 4 7.5 10

F. OBSERVACIONES.

Después de hacer los cálculos nos damos cuenta que los resultados con ambos indicadores

son similares, aunque con la fenolftaleina notamos que se uso menos volumen.

G.- CUESTIONARIO

12.- ¿Cuál es la ecuación estequiométricas de la reaccióndel experimento N°7 al momento de la titulación?

Un tipo de reacción entre una base débil (NH4OH) y un ácido fuerte (HCl) para formar una sal y moléculas de agua se caracteriza por presentar un carácter ácido. La reacción será la siguiente:

NH4OH + HCl NH4Cl + H2O

Lo que podemos deducir es que se logran igualar los iones H+ con los iones OH-, por lo que se observa el color característico de la neutralización.

13.- ¿Cuáles serán el pH de las siguientes concentraciones del ion OH- :

0.1M, 0.01, 0.001M, 0.0001M?

Sabemos que: pOH = - log [OH]

pH + pOH = 14

pOH = - log [10-1] = 1 pH = 13

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pOH = - log [10-2] = 2 pH = 12

pOH = - log [10-3] = 3 pH = 11

pOH = - log [10-4] = 4 pH = 10

14.- Indique en qué casos ocurre reacciones de hidrólisis en el experimento N°8.

Carbonato de Sodio:La reacción es la siguiente:NA2CO3 + 2 H2O ⥨ 2 NAOH + H2CO3Reacciona un ácido débil con una base fuerte podemos deducir que tiene un carácter básico por lo tanto diremos que pH > 7. Esto lo comprobamos experimentalmente pues obtuvimos: 11

La reacción si se hidroliza

Cloruro de Amonio:La reacción será la siguiente:NH4Cl + H2O ⥨ NH4OH + HClEn la reacción se presenta una base débil y un ácido fuerte lo que da a la solución un carácter ácido entonces tendrá un pH < 7. También fue comprobado experimentalmente ya que obtuvimos: 3.5

La reacción si se hidroliza

Cloruro de Sodio:La reacción será la siguiente:

NaCl + H2O ⥨ NaOH + HClEn esta reacción tenemos tanto una base fuerte como una ácido fuerte lo que genera que la reacción sea neutra por lo tanto podemos deducir que pH = 7. Experimentalmente cometimos un error por lo que obtuvimos: 9

La reacción no se hidroliza

Cloruro de Aluminio:La reacción será:

Al Cl3 + H2O ⥨ Al (OH)3 + HClEn esta reacción están presentes una base débil y un ácido fuerte luego podemos deducir que la reacción posee un carácter ácido. Entonces su pH < 7.Esto lo comprobamos experimentalmente deduciendo además que es muy ácida la reacción .El valor obtenido fue: 4

La reacción si es hidrolizable.

Sulfato de Potasio:La reacción será:

K2SO4 + 2 H2O 2 KOH + H⥨ 2SO4La reacción presenta nuevamente un ácido fuerte y una base fuerte., lo que origina la reacción que se produce es neutra entonces el pH = 7. Nuestra deducción experimentalmente fue la misma pues hallamos un valor: 7.5

La reacción es no hidrolizable

Acetato de Sodio:La reacción será la siguiente:

CH3COONa + H2O CH⥨ 3COOH + NaOHObservamos que la reacción presenta una base fuerte y un ácido débil lo cual implica que la reacción posee un carácter básico por lo tanto pH > 7. Experimentalmente afirmamos esto demostrando además que es ligeramente básico: 10

La reacción se puede hidrolizar

15.- Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodio y cloruro de amonio.Para el Carbonato de Sodio tenemos:Na2C03 + 2 H2O 2 NaOH + H⥨ 2CO3

Para el Cloruro de Amonio tenemos:

Quinto Informe de Laboratorio Química Industrial I Página 11

NH4Cl + H2O ⥨ NH4OH + HCL

16.- Diga si se produce hidrólisis en los siguientes casos:

a) Cloruro de Sodio b) Acetato de Potasioc) Formiato de Sodio d) Benzoato de Sodio

e) Anilina f) Piridina

Cloruro de Sodio (NaCl).-NaCl + H2O NaOH + HCl⥨

Debido a que se producen Na+ y el Cl- que son base y ácido muy débiles que casi no reaccionan con los iones del agua. Entonces no alteran la concentración de los iones H+ y OH Por lo tanto:

PH = 7

No hay hidrólisis

Acetato de Potasio (CH3COOK).-

CH3COOK + H2O ⥨ CH3COOH + KOHDebido a que presenta un ácido débil y una base fuerte entonces tendrá un carácter básico, por lo tanto:

PH > 7

Hay hidrólisis

Formiato de Sodio (NaCOOH).-

NaCOOH + H2O ⥨ HCOOH + NaOHPara esta reacción tenemos un ácido débil y una base fuerte concluyendo entonces que la reacción posee un carácter ácido entonces:

pH > 7

Hay hidrólisis

Benzoato de Sodio (C6H5COONa).-C6H5COONa + H2O C⥨ 6H5COOH + NaOH

Hemos observado que la reacción presenta un ácido débil y una base fuerte por lo tanto tendrá un carácter básico. Entonces:

pH > 7Si es hidrolizable

Anilina.-C6H5NH2 + H2O ⥨ Fenol + NH3

Piridina.-

C5H5N + H2O ⥨ C5H5NH + OHˉpH > 7

Si es hidrolizable

17.- ¿Cuál será la constante de hidrólisis del nitrito de potasio? Ka [HNO2]: 4.5x10-4

Sabemos que la ecuación para hallar la constante de hidrólisis del nitrito es la siguiente:

Luego procedemos a reemplazar los datos del problema:

Quinto Informe de Laboratorio Química Industrial I Página 12

18.- Indique los diferentes tipos de indicadores y sus respectivos rangos de voltaje.

INDICADOR DE PH C.ACIDO C.BASE INTERVALOVioleta de metilo amarillo violeta 0.3-2.0

Azul de timol rojo amarillo 1.0-2.5

Rojo de o-cresol rojo amarillo 1.0-2.0

Anaranjado de metilo rojo amarillo 3.0-4.4Rojo de metilo rojo amarillo 4.4-6.0Azul de bromocresol amarillo azul 6.0-8.0Rojo neutro rojo amarillo 7.0-8.0

Rojo de cresol amarillo rojo 7.0-9.0Fenolftaleína incoloro rojo 8.0-10.0Timoltaleína incoloro azul 9.4-10.6

Amarillo de alizarina amarillo violeta 10-12.0

19.- Haga un gráfico pH vs V del experimento N°7.

a) Con el Anaranjado de Metilo.-

Ya calculamos anteriormente:

[NH4OH] = 0.0236 mol / l

Planteamos la ecuación:

NH4OH NH⥨ 4+ + OH-

Inicio 0.024 - -

Disocia n - -

Forma - n n

Equilibrio 0.024 – n n n

Kb = K NH4OH = 1.8 x 10-5

1.8 x 10-5

= n2

/ 0.024 – n

Pero: 0.024 – n ≈ 0.024

1.8 x 10-5

= n2

/ 0.024

n = 0.000657

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pOH = - log(0.000657) = 3.1824

Pero: pH + pOH = 14

pH = 10.81756537

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Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conforme agregamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H

+ con iones

OH-

en estos instantes luego dos puntos por los que pasa la recta curva pH vs V serían: (0,10.818) y (7.2,7) así obtuvimos la ecuación.

b) Con la Fenolftaleína.-

Aplicaremos los mismos datos pero cambiará la concentración entonces plantearemos:

Inicio 0.023 - -

Disocia n - -

Forma - n n

Equilibrio 0.023 – n n n

Pero: 0.023 – n ≈ 0.023

Pero: pH + pOH = 14

1.8 x 10-5

= n2

/

0.023 – n

1.8 x 10-5

= n2

/

0.023

n = 6.43

pOH = - log(6.43) =

3.19

pH = 10.8

Este pH > 7 indica que la solución es básica pero luego observamos que conforme agregamos el volumen de HCl se aproxima a la neutralización y se igualan iones H

+ con iones OH

- en estos instantes luego dos puntos por

los que pasa la recta curva pH vs V serían: (0,10.81) y (7,7) así obtuvimos la ecuación.

20.- Considere una solución de Ácido Carbónico (H2CO3) cuya

concentración inicial es 0.04 M. Se agrega una cierta cantidad de base hasta que el pH de la solución sea 5. Calcule:

a) Las siguientes relaciones

Por dato pH = 5 entonces [H3O+

] = 10-5

Como el ácido Carbónico es un ácido poliprótico (véase problema 15, parte a) se tendrán las siguientes reacciones con sus respectivas constantes de equilibrio:

Como se desea [CO3 =

] / [H2CO3 ] multiplicamos (α) y (β)

a) y c) La fracción del total de la masa de carbonato que está presente como H2 CO3,

3 3CO =

y HCO - a un pH = 5

M (H2 CO3)=62 M(CO3=)= 60 M(HCO

-)=61

Operando se obtiene: x1 = 1.612 x 10-3

Masa = (1.612 x 10-3

)(61) =

0.0983g.

2º

Operando se obtiene: x2 = 7.74 x 10-9

. Masa = (7.74 x 10-9

)(60) =

4.644 x 10-7

g

Al inicio se tenía una masa de H2CO3, asumiendo volumen 1 litro: (0.04)

(62) = 2.48 g

Debido a que la masa de CO3= producida en la segunda reacción es muy

pequeña se puede considerar despreciable.

Al final se tendrá una masa de:

2.48 - 0.0983 = 2.3817 g

Calculamos las fracciones de las masas:

3

3

3

d) Es conveniente aclarar que los pH igual a 7, 9, 11,….. Se alcanzaran ajustando con

alguna base a la solución acusa de H2CO3 con la finalidad de tener los pH mencionados.

Hallemos el pH de una solución acuosa de H2CO3 ,0.04M

K1 = [HCO-3] [H3O

+] / [H2CO3] = X

2 / 0.04 – X = 4.2x10

-7

De donde: X = [H3O+

] = 1.29x10-4

mol / L Asumimos 1L

de solución, por lo tanto: pH = 3.889

∆pH = 7.000 – 3.889 = 3.111 (variación de pH)

∆pH = 9.000 – 3.889 = 5.111 (variación de pH)

∆pH = 11.000 – 3.889= 7.111 (variación de pH)

Antilog (-3.111) = 7.744x10-4

moles de HCO -

Antilog (-5.111) = 7.744x10-

6 moles de HCO

- Antilog (-7.111) = 7.744x10

-

8 moles de HCO

-

Cuando el pH = 7, los NO

de moles serán:

Cuando el pH = 9, los NO

de moles serán:

HCO-3: 1.29X10-4 + 7.744X10-6= 1.367X10-4 mol/L

H2 CO3: 0.04 – 0.0001367= 0.039863 moles

Análogamente, para el pH = 9 , los NO

de moles serán: HCO-3:

21.- Con la 2da

constante de ionización del ácido carbónico calcule la constante de

hidrólisis del ión CO3 a ión CO3. A partir de esto, halle las concentraciones [HCO3-] y [OH

-] en

una solución de NA2CO 3, 0.05M. Diga si es importante la hidrólisis del HCO3 a H2CO3. ¿Por

qué?

3Primero calcularemos la constante de hidrólisis del ión CO =

:

Luego del dato de que la concentración Na2 CO3 = 0.05M

Podemos concluir:

[CO =

] = 0.05 M

Planteamos la ecuación:

Pero debido a que n >> 0.05 Entonces 0.05 – x ≈ 0.05

Luego:

n =0.032 x

10-1

22.- ¿Cuál será el pH de una solución preparada mezclando 100 ml de HCl, 0.15 M y 200 ml de anilina, C6H5NH2, 0.20 M , si el volumen de la solución final es de

300 ml ?

Primeramente hallamos los # eq – gr para cada uno de los compuestos:

# eq – gr ( C6H5NH2 ) = N ( C6H5NH2 ). θAnilina. V ( C6H5NH2)

# eq – gr ( C6H5NH2 ) = (0.2)(1)(0.2) N = M.θ

# eq – gr ( C6H5NH2 ) = 0.04

# eq – gr ( HCl ) = N ( HCl ).( θ HCl).V ( HCl )

# eq – gr ( HCl ) = (0.15)(1)(0.1)

# eq – g ( HCl ) = 0.015

Pero de la reacción tenemos:

# eq – gr ( C6H5NH2 ) = #

eq – g ( HCl ) Entonces:

# eq – g ( HCl ) = 0.015

Por lo tanto los # eq – gr de la anilina serán:

# eq – g ( HCl )restante = 0.040 – 0.015

# eq – g ( HCl )restante = 0.025

Entonces:

Nsol = 0.025/0.3 = 0.083

Como: N = M.θ y θ = 1 Msol = 0.083

Por lo tanto: pOH = - Log [0.083] = 1.08

pHsol = 14-1.08=12.9

23. ¿Qué concetracion se debe utilizar para preparar una sol. buffer de ac. cianico, HOCNy cianato de sodio NaOCN, con un ph de 3.5 pKa : 3:92

NaOCN + H2O --> HOCN + NaOH

3.5

3.5 – x x x ……….en el equilibrio

Donde pKa = -logKa

3.92 = -logKa

Ka = 10-3.92

x2/3.5 – x =10-3.92

x= 2.051x10-2

pH de la solución buffer = pKa + log ( sal / acido)

pH de la solución buffer = 3.92+ log (3.5 – x / x)

pH de la solución buffer = 3.92+ log (3.5 – 2.051x10-2/ 2.051x10-2)

pH de la solución buffer = 6.149

H. CONCLUSIONES

Después de haberse igualado la cantidad de iones H+ a la de OH- (neutralización), se produce un cambio de color al haber un exceso de ácido.

Podemos concluir que la hidrólisis no es más que una reacción donde participa cualquier compuesto con el agua. Para que se hidrolice los iones que están flotando en la solución acuosa uno debe reaccionar con iones H+ y el otro con iones OH- .

I. RECOMENDACIONES.

Cuando se realiza la titulación debemos asegurarnos que la bureta no posea burbujas de aire en su parte inferior pues eso afecta el resultado del experimento.

J. BIBLIOGRAFIA

P. TOMÁS, J. HURTADO, A. MARTÍNEZ, J. TORREGROSA, A. CASES, J. GARCÍA, J.A. CAYUELAS (2007), Física y química enlatadas, Aguaclara, Alicante

. BELTÁN-C. FURIÓ-D. GIL-G. GIL-R. LLOPIS-A. SÁNCHEZ (1981) Física y química 2º BUP, Anaya, Madrid

R. Chang. "Química". 1999. McGraw-Hill, México.

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http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3lisis (FECHA DE CONSULTA: 08/11/09)

http://www.enciclonet.com/documento/hidrolisis/ (FECHA DE CONSULTA: 08/11/09)

Índice

Pagina

A. Objetivos 1

B. Fundamento Teórico 2

C. Diagrama o esquemas del Procesos 3a. Experimento n° 5 4b. Experimento n° 6 4c. Experimento n°7 5d. Experimento n°8 5

D. Materiales y Reactivos 6

E. Cálculos y Resultados 6

F. Observaciones 9

G. Cuestionario 9

H. Conclusiones 18

I. Recomendaciones 18

J. Referencias Bibliográfica 18