FIIS - 2010 UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS
INFORME DE LABORATORIO Nº05
QUIMICA INDUSTRIAL I
PROFESOR: HIDALGO RODRIGUEZ JOSÉ INTEGRANTES: ACHARTE HUARACA PAUL BAEZ ZEVALLOS ALAN CASTILLO ROJAS CARLOS CARRERA: ING.INDUSTRIAL
LIMA - 2010
FIIS - 2010
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N°5:
L C N
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AC
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A (Parte II) §
Dos tipos de compuestos químicos que presentan características opuestas. Los ácidos tienen un sabor agrio, colorean de rojo el tornasol (tinte rosa que se obtiene de determinados líquenes) y reaccionan con ciertos metales desprendiendo hidrógeno. hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, colorean colorean el tornasol de azul y tienen tacto jabonoso. Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de neutralización. Esta reacción en la que, generalmente, se forman agua y sal, es muy rápida. Así, el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio NaOH, producen agua y sulfato de sodio:
H2SO4 + 2NaOH
A
LA
¨
©
A
ÁC
BA
2H 2O + Na2SO4
La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un protón al agua, produciendo el ion hidronio, H 3O+. De igual modo, la fuerza de una base vendrá dada por su grado de aceptación de un protón del agua. Puede establecerse una escala apropiada de ácido-base según la cantidad de H 3O+ formada en disoluciones acuosas de ácidos, o de la cantidad de OH- en disoluciones acuosas de bases. En el primer caso tendremos una escala pH, y en el segundo una escala pOH. El valor de pH es igual al logaritmo negativo de la concentración de ion hidronio y el de pOH al de la concentración de ion hidroxilo en una disolución acuosa: pH = -log [H 3O+] pOH = -log [OH-]
El agua pura tiene un pH de 7,0; al añadirle ácido, la concentración de ion hidronio, [H3O+] aumenta respecto a la del agua pura, y el pH baja de 7,0 según la fuerza del ácido. El pOH del agua pura también es de 7, 0, y, en presencia de una base cae por debajo de 7,0.El químico estadounidense Gilbert N. Lewis expuso una nueva teoría de los ácidos y bases en la que no se requería la presencia de hidrógeno en el ácido. En ella se establece que los ácidos son receptores de uno o varios pares de electrones y las bases son donantes de uno o varios pares de electrones. Esta teoría
también tiene la ventaja de que es válida con disolventes distintos del agua y no se requiere la formación de una sal o de pares ácido-base conjugados. Según esto, el amoníaco se comporta como una base, pues es capaz de ceder un par de electrones al trifluoruro de boro para for mar un par ácido-base: H3N + BF 3 IN ICA
H 3N-BF 3
#
!
"
La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un indicador. Un indicador es un compuesto orgánico en propiedades de ácido débil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes. El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH - o H +, variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje $
Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas. Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por ejemplo: el dimitrofenolC 6H4N2O5 es incoloro en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en disoluciones básicas y débilmente ácidas. Veamos el comportamiento de un indicador tipo ácido débil RH, el tornasol. En
soluciones muy divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, en poca extensión de acuerdo con la ecuación: RH + H 2O R- + H3O+ Rojo Azul +
-
Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H 3O los iones R se combinan con
los iones H 3O+ para dar moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de RH y disminuyendo la de R - ,con lo que la solución toma el color rojo de las moléculas RH.
Por el contrario, si el medio es básico por adición de iones OH - , los iones H 3O+, que provienen de la ionización de las moléculas RH, se combinan con los iones OH - para dar agua, el equilibrio iónico se desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen de la solución aumentando la concentración de R - con lo que la solución toma el color azul de iones R.
Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar el intervalo de pH dentro del que los indicadores naturales y sintéticos experimentan cambios de color. La mayoría de los indicadores cambian completamente de coloren un intervalo de pH de unos 2 unidades, de modo que observando el color que presentan una serie de indicadores añadidos a una disolución de pH desconocido, es posible definir el pH de la solución entre 2 valores que difieren en una unidad de pH. La determinación del pH se debe a que la especie molecular del indicador tiene un color y la especie iónica tiene otro color y de esta manera la especie cuya concentración prima dará el color a la solución. Si el indicador es ácido, su equilibrio puede representars e mediante la ecuación:
HIn + H 2O In- + H3O+ Un caso particular podría ser el de la fenolftaleína cuya especie molecular HIn es incolora y la especie disociada In - es roja. De acuerdo al principio de lechetelier si el indicador se agrega una solución ácida que contiene los iones H 3O+, su equilibrio se desplaza mucho en sentido contrario, predominando la especie molecular sobre la iónica, por el contrario si se agrega a una solución básica el equilibrio se desplaz a en sentido directo y predomina la especie iónica que dará el color a la solución. En el caso de que el indicador sea básico, su equilibrio puede representarse mediante la expresión: In OH In + +OH Y de acuerdo al principio de lechatelier, la especie mole cular (In OH) prima en medio básico y la iónica (In +) en medio ácido.
PROPIEDADES DE ALG NOS INDICADORES. %
HIDRÓLISIS
Tipo de reacción química en la que una molécula de agua, con fórmula HOH, reacciona con una molécula de una sustancia A B, en la que A y B representan átomos o grupos de átomos. En la reacción, la molécula de agua se descompone en los fragmentos H + y OH-, y la molécula AB se descompone en A + y B-. A continuación, estos fragmentos se unen proporcionando los produc tos finales AOH y H B. A este tipo de reacción se le conoce a menudo como doble descomposición o intercambio. De interés especial es la hidrólisis de diversas sales que origina disoluciones ácidas o básicas
Ácidos
Neutral
Bases
[H+]
pH
Ejemplo
1 X 100
0
HCl
1 x 10-1
1
Äcido estomacal
1 x 10-2
2
Jugo de limón
1 x 10-3
3
Vinagre
1 x 10-4
4
Soda
1 x 10-5
5
Agua de lluvia
1 x 10-6
6
Leche
1 x 10-7
7
Agua pura
1 x 10-8
8
Claras de huevo
1 x 10-9
9
Levadura
1 x 10-10
10
Tums®antiácidos
1 x 10-11
11
Amoníaco
1 x 10-12
12
Caliza Mineral - Ca(OH)2
1 x 10-13
13
Drano®
1 x 10-14
14
NaOH
Cálculos y resultados:
Experimento Nº05: Preparación de soluciones básicas (patrones estándares) NaOH + ÍNDIGO DE CARMIN Color Crema Celeste * Celeste** Celeste***
Tubos 1.1 2.1 3.1 4.1
Concentración 0,1M 0,01M 0,001 0,0001
NaOH + AMARILLO DE ALIZARINA Color Anaranjado*** Anaranjado** Amarillo Amarillo suave
Tubos 1.2 2.2 3.2 4.2
Concentración 0,1M 0,01M 0,001 0,0001
Experimento Nº06: Determinación de la concentración [OH -] en una solución básica Desconocida SOLUCIÓN DESCONOCIDA + ÍNDIGO DE CARMIN Color Crema
Tubos 1
SOLUCIÓN DESCONOCIDA + AMARILLO DE ALIZARINA Color Anaranjado***
Tubos 1
[OH-]= [NaOH]=XM=0.1M pOH= - log(0.1) pOH=1 ---- > pOH + pH = 14
----->pH= 13
Experimento Nº07: Titulación de una base débil de concentración desconocida (NH4OH, XM) Con un ácido fuert e (HCl) 1) NH4OH + AGUA DESTILADA+ ANARANJADO DE METILO VNH3=10ml
V H2O=20ml
2 ) NH4OH + AGUA DESTILADA+ FENOLFTALEÍNA VNH3=10ml
V H2O=20ml
Solución: -
K NH3= [NH 4 ]*[OH ]/ [NH 3 ]=10
-4.8
(1)
NH3 (ac) + H2O (l) -----> NH4+(ac) + OH(ac)[OH-]= [NH4+] HCl + NH 3 (ac) -----> NH4++ Cl -
#eq(HCl)=#eq(NH3)
V HCl*0 .1N=10ml*[NH 3 ]
(2 )
1)anaranjado ---> rojo VHCl(gastado) =1.8ml
Reemplazando en (2) el V HCl, hallamos [NH3]: [NH3]=0.018M Reemplazando en (1) la [NH3], hallamos [NH4 +]: X= [NH4+]=0.13*10 -2.4M 2) violeta ----> incoloro VHCl(gastado) =1.5ml
Ree
&
'
(
)
0
)
1
2
3
e (2 e VHCl, hallamos [NH3]
1
4
(
5
[NH3]=0.015M +
Reemplazando en (1 la [NH3], hallamos [NH4 ] 4
5
X= [NH4+]=0.122*10-2 4M .
Experi ento N 08: De e minación del pH en reacciones de hidrólisis 7
6
8
SALES A
@
pH
TUBO
COLOR
1
morado
11
2
amarillo
6
loruro de sodio
3
verde claro
7
loruro de lu inio
4
anaran jado
2
sulf to de pot sio
5
mos aza
6
et to de sodio
6
verde claro
8
rbon to de sodio B
B
loruro de
A
A
A
9
onio
B
6
B
6
B
B
A
B
B
ANARANJADO DE METILO
FENOLFTALEINA
8
DIAGRA A DE FL JO C
D
EXPERIMENTO Nº5:
³PREPARACION DE SOLUCIONES BASICAS´
tubo N°1
5ml de NaOH
(0.1M)
0.5ml del tubo anterior
mas 4.5ml de agua
0.5ml del tubo anterior
mas 4.5ml de agua
0.5ml del tubo anterior
mas 4.5ml de agua
Tubo Nº2
Tubo Nº3
Tubo Nº4
Separar el contenido en
dos partes iguales
Serie 1
Añadir 3 gotas de índigo de carmín
Anotar colores
Serie 2
Añadir 3 gotas de amarillo de alizarina
Anotar colores
EXPERIMENTO N°6:
³DETERMINACION DE [OH]- EN UNA SOLUCION BASICA DESCONOCIDA´
5ml de NaOH (X M)
Dividir en 2 tubos
tubo 1
tubo 2
Añadir 3 gotas de índigo de carmín
Añadir 3 gotas de amarillo de alizarina
Comparar con los colores anteriores
Comparar con los colores anteriores
Anotar resultados
EXPERIMENTO N°7:
³TITULACION DE UNA BASE DEBIL CON UNA BASE FUERTE´
10ml de NH 4OH
Añadir 20ml de agua
Añadir 2 gotas de anaranjado de metilo Añadir gota a gota HCl hasta Cambio de color permanente
Anotar volumen usado de HCl
Repetir pero usando fenolftaleína
EXPERIMENTO N°8:
³DETERMINACION DEL pH EN REACCIONES DE HIDROLISIS´
Luna de reloj
Colocar 6 papeles indicadores
Papel 1
Papel 2
Papel 3
Papel 4
Añadir 1 gota
Añadir 1 gota
Añadir 1 gota
Añadir 1 gota
Añadir 1 gota
Añadir 1 gota
de carbonato
de cloruro de
de cloruro de
de cloruro de
de sulfato de
de acetato de
Comparar color
Comparar color
Comparar color
Comparar color
Comparar color
Comparar color
Anotar pH
Anotar pH
Anotar pH
Anotar pH
Anotar pH
Anotar pH
Papel 5
Papel 6
C ESTIONARIO E
12.- ¿Cuáles es la ecuación estequiometria de la reacción del experimento N º7 al momento de la titulación? La ecuación es la siguiente: y
NH4OH + HCl NH4Cl + H2 O
13.- ¿Cuáles serán el pH de las siguientes concentraciones del ion OH: 0.1M, 0.01M, 0. 001M, 0. 0001M? [OH-]
pOH
pH
10-1
1
13
10-2
2
12
10-3
3
11
10-4
4
10
14.- Indique en que caso ocurre reacciones de hidrólisis en el experimento N º8.
y
NaHCO3(Carbonato de Sodio): NaHCO3 Na + + HCO 3HCO3- + H2O H 2CO3 +OH-
El ion sodio no se hidroliza, pero el HCO 3- si lo hace. y
NH4Cl(Cloruro de amonio): NH 4Cl NH 4+ + Cl NH 4+ + H2O NH4(OH) + H + El NH4+ al provenir de una base debil si se hidroliza.
y
NaCl(Cloruro de sodio): NaCl Na + + Cl -
Esta sal se disocia totalmente por lo cual no se produce hidrólisis y la solucion resultante es neutra. y
AlCl3(Cloruro de aluminio): AlCl 3
Al 3+ + 3Cl-
Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H + El Al3+ al provenir de una base debil si se hidroliza. y
K2SO4( Sulfato
de potasio): K 2SO4 2K+ + SO42-
El K + y el SO42- al mezclarse con agua producen acidos y bases fuertes los cuales se disocian por completo, y debido a esto no se produce hidrólisis. y
CH3COONa (Acetato de sodio): CH 3COONa CH3COO - + Na + CH 3COO-+ H2O CH 3COOH + OH El CH 3COO- al provenir de un acido débil si se hidroliza.
15.- Escriba la reacción que se produce en la hidrólisis de carbonato de sodio y cloruro de amonio. y
NaHCO3(Carbonato de Sodio): NaHCO3 + H20 NaOH + H 2CO3 NaOH Na+ + OH-
y
NH4Cl(Cloruro de amonio): NH 4Cl + H20 NH 4(OH) + HCl HCl H + + Cl -
16.- Diga si se produce hidrólisis en los siguientes casos: y
Cloruro de sodio: NaCl + H2O NaOH + HCl Se producen iones de sodio e iones de cloro los cuales son muy débiles y casi no reaccionan con los iones del agua, por lo cual no se produce hidrolisis.
y
Acetato de potasio: CH 3COOK + H 2O CH 3COOH + KOH Como resultan un ácido débil y una base fuerte , la reaccion posee un carácter básico, por lo cual si hay hidrólisis.
y
Formato de sodio:
NaCOOH + H 2O HCOOH + NaOH Como resultan un ácido débil y una base fuerte,lareaccion posee un carácter ácido, por lo cual si hay hidrólisis. y
Benzoato de sodio:
C6H5COONa + H2O C6H5COOH + NaOH Como resultan un ácido débil y una base fuerte, la reaccion posee un carácter básico, por lo cual si hay hidrólisis.
17.- ¿Cuál será la constante de hidrólisis del nitrito de potasio?
El NO2- proviene del acido nitroso que es un acido débil, y por lo cual la constante de hidrólisis sera:
18.- Indique los diferentes tipos de indicadores y sus respectivos rangos de voltaje.
Indicador
Color en medio ácido
Rango de cambio de color
Color en medio básico
Violeta de metilo
Amarillo
0.0 - 1.6
Violeta
Azul de bromofenol
Amarillo
3.0 - 4.6
Azul
Naranja de metilo
Rojo
3.1 - 4.4
Amarillo
Rojo de metilo
Rojo
4.4 - 6.2
Amarillo
Tornasol
Rojo
5.0 - 8.0
Azul
Azul de bromotimol
Amarillo
6.0 - 7.6
Azul
Fenolftaleína
Incolora
8.3 - 10.0
Rosa
Amarillo de alizarina
Amarillo
10.1 - 12.0
Rojo
19.- Haga un grafico pH vs V del experimento Nº7.
20.- Considere una solución de ác. Carbónico, H 2CO3 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 [HCO 3-]/ [H2CO3], [CO3=]/[HCO 3-] y [CO3=]/[H2CO 3] b) La fracción del total de la masa de carbonato que está presente como H2CO3 a un pH 5. c) La fracción de la masa total del carbonato que está presente como CO 3= y HCO3- a este pH. d) Repita los cálculos a pH 7,9 y 11. e) Trace una gráfica de la fracción presente de cada especie en función del pH. K 1 y K 2 son la 1ª y 2ªconstantes de ionización del H 2CO3, y son 4.2x10 -7 y 4.8x10-11 , respectivamente. a) Las siguientes relaciones [HCO3-] / [H2CO3] [CO3=] / [HCO3 -] [CO3=] / [H2CO3]
Del dato pH = 5 entonces [H3O +] = 10-5
Como el ácido Carbónico es un ácido poliprótico se tendrán las siguientes reacciones con sus respectivas constantes de equilibrio:
1º H2CO3 + H2O
HCO 3- + H3O+
K1 = [HCO3-] [H3O+] / [H 2CO3]
Despejando: [HCO 3-] / [H2CO3] = 4.2 x 10-7 / 10-5 = 4.2 x 10-2... (1)
2º HCO 3- + H2O
CO 3= + H3O+
K2 = [CO2=] [H 3O+] / [HCO3-]
Despejando: [CO 3=] / [HCO3-] = 4.8 x 10-11 / 10-5 = 4.8 x 10 -6... (2)
Como se desea [CO 3=] / [H 2CO3] multiplicamos (1) y (2): [CO3=] / [H 2CO3] = (4.2 x 10 -2)(4.8 x 10 -6) = 2.02 x 10 -8
a, c) La fracción del total de la masa de carbonato que está presente como H2CO3, CO3= y HCO3- a un pH = 5
Se conocen los pesos moleculares:
M (H2CO 3) = 62 M (HCO 3-) = 61 M (CO 3-) = 60
Trabajando con moles, se tiene las siguientes reacciones:
1º H2CO 3 + H2O
HCO 3- + H3O+
K1 = (10 -5)(x1) / ( 0.04 x1) = 4.2 x 10-7 Operando se obtiene: x1 = 1.612 x 10 -3 Masa = (1.612 x 10 -3)(61) = 0.0983g
2º H2CO 3 + H2O
HCO 3- + H3O+
K2 = (10 -5)(x2) / ( 0.001612 x2) = 4.8 x 10 -11 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 H 2CO3, 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:
m(H2CO 3) / m inicial = 2.3817 / 2.48 = 0.9603 96.03% m(HCO3-) / m inicial = 0.0983 / 2.48 = 0.0396 3.96% m(CO3=) / m inicial = 4.644 x 10 -7 / 2.48 = 1.87 x 10 -70.0000187%
d) Es conveniente aclarar que los pH igual a 7, 9, 11,.. Se alcanzaran ajustando con alguna base a la solución acusa de H 2CO3con la finalidad de tener los pH mencionados. Hallemos el pH de una solución acuosa de H 2CO 3 ,0.04M
K1 = [HCO-3] [H3O+] / [H2CO3] = X2 / 0.04 X = 4.2x10-7
De donde: X = [H 3O+] = 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 -3 Antilog (-5.111) = 7.744x10 -6 moles de HCO -3 Antilog (-7.111) = 7.744x10 -8 moles de HCO -3
Cuando el pH = 7, los N º de moles serán: HCO3- : 1.29x10 -4 + 7.744x10 -4 = 9. 034x10-4 mol / L H2CO3 : 0.04 0.0009034 = 0.039097 moles
Cuando el pH = 9 , los N º de moles serán: HCO3- : 1.29x10 -4 + 7.744x10 -6 = 1.367x10-4mol / L H2CO3 : 0.04 0.0001367 = 0.039863 moles
Análogamente, para el pH = 9 , los N º de moles serán: HCO3- : 1.29x10 -4 + 7.744x10 -8 = 1.29x10-4 mol / L H2CO3 : 0.04 0.000129 = 0.03987 moles
21.-Con La 2ªconstante de ionización del ác. Carbónico, calcule la const ante de hidrólisis del ion CO 3= a ion HCO 3- . A partir de esto, halle las concentraciones [HCO3-] y [OH-] en una solución de Na 2CO 3, 005 M. Diga si es im portante la hidrólisis del HCO3- a H2CO3. ¿Por qué?
K1 y K2 son la 1era y 2da constantes de ionización del H 2CO3, y son 4.2x10 -7 y 4.8x10-11, respectivamente La constante de hidrólisis para el CO3 en: CO32- + H2O HCO3- + OH - seria K h = Kw / K2 Kh = 10-14 / (4.8x10-11) = 2. 0833 x 10 -4 Como la solución es de Na 2CO 3 0.05M al ionizarse se tendrá que:
Na2CO3 2Na + +CO32 [CO32-] = 0.05M A partir de este ion se da la hidrólisis según: CO32-
+H2O
HCO 3- + OH -
INICIO
0. 05
------
------
REACCIONA
X
------
------
FORMA
-------
X
X
EQUILIBRIO
0. 05-X
X
X
? HCO 3 A?OH A ! ?CO3 2 A
K h
K h
X
2
X
!
2
}
0.05 X
p X !
p
!
0.05
0.32274 x10
2.0833 x10
4
2
? HCO3 A! ?OH A! 0.32274 x10
2
M
22.- ¿Cuál es el pH de una solución preparada mezclando 1 00 mL de HCI, 0.15 M y 200 mL de anilina, C 6H5NH2, 0.20 M, sí el volumen de la solución final es 3 00mI?. # eq-g(ácido) = N(ácido) x V(ácido) =0.15Mx1x0.1L=0.015
# eq-g(base) = N(base) x V(base) =0.2MX1X 0.2L=0.04
# eq-g(SOL
F
CIÓN)=#
eq-g(base) - # eq-g(ácido) = 0.04 0.015 = 0.025
# eq-g(SOL
F
CIÓN) =MSOLX1X 0.3L
MSOL=8,3X10 -2
pOH=- pOH=1. 08 pH=14-pOH
pH=12,92
23¿Qué concentración se debe utilizar para preparar una solución buffer de ác. Ciánico, HOCN, y cianato de sodio, NaOCN, con un pH de 3. 50? pKa: 3.92.
NaOCN + H2O
HOCN + NaOH
3.5 3.5 n
-
-
Al
inicio
nn En el equilibrio
Donde pKa = -logKa 3.92 = -logKaKa = 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
CONCL SIONES: G
1.- Las sales de los ácidos débiles o bases débiles se hidrolizan por acción del agua, dependiendo el grado de la reacción de la debilidad del ácido o la base. Es decir, cuanto más débil sea el ácido o la base, mayor es la hidrólisis. Esto se puede verificar al hacer los cálculos con la base de NH 3 para darnos cuenta del resultado de la hidrólisis. 2.- De los iones procedentes de las sales (las cuales ce disocian totalmente en sus iones), solamente se hidrolizarán los aniones procedentes de ácido débil (serán bases fuertes), o los cationes procedentes de base débil (serán ácidos fuertes). 3.- Cuantitativamente, la hidrólisis se mide por medio de la constante de equilibrio para la reacción correspondiente,
Kh ,
que se llama CONSTANTE DE HIDROLISIS.
4.-Las disoluciones acuosas de sales pueden s er neutras, ácidas o básicas ; debido a que alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina hi dról isis ,
reacción que consiste en la transferencia de un protón entre el ion de la sal y
el agua, determinándose el pH por el ácido o base conjugada que quede libre.
BIBLIOGRAFIA
"FISICOQUIMICA FUNDAMENTAL" Samuel
H. Maron. Editorial
Limusa. GASTON PONS, Fisicoquímica, Ed. Universo S.A, 5 a edición, 1981.
RAYMOND CHANG, Química, Ed. McGraw Hill, 6aedición, 1991.
MARON LANDO, Fisicoquímica fundamental, Ed. Limusa, 1980.
G.CASTELLAN, Fisicoquímica, fondo educativo, 1979.
http://www.heurema.com/QG8.htm
