laboratorio 5

FIIS - 2010

QUIMICA INDUSTRIAL I

PROFESOR:

HIDALGO RODRIGUEZ JOSÉ

INTEGRANTES:

ACHARTE HUARACA PAUL

BAEZ ZEVALLOS ALAN

CASTILLO ROJAS CARLOS

CARRERA: ING.INDUSTRIAL

LIMA - 2010

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL Y DE SISTEMAS

FIIS - 2010

INFORME DE LABORATORIO Nº05

LABORATORIO N°5:

EQUILIBRIO IONICO EN SOLUCIONES ACUOSAS (Parte II)

FUNDAMENTO TEORICO

ÁCIDOS Y BASES

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. Las bases tienen sabor amargo, 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 2H2O + Na2SO4

MEDIDA DE LA FUERZA DE ÁCIDOS O BASES

La fuerza de un ácido se puede medir por su grado de disociación al transferir un

protón al agua, produciendo el ion hidronio, H3O+. 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 H3O+ 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 [H3O+]

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 formar un par ácido-base:

H3N + BF3 H3N-BF3

INDICADORES

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 dimitrofenolC6H4N2O5 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 + H2O ↔ R- + H3O+

Rojo → Azul

Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H3O+los iones R- se combinan con los iones H3O+ 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 H3O+, 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 representarse mediante la ecuación:

HIn + H2O 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 H3O+, 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 desplaza 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 molecular (In OH) prima en medio básico y la iónica (In+) en medio ácido.

PROPIEDADES DE ALGUNOS INDICADORES.

HIDRÓLISIS

Tipo de reacción química en la que una molécula de agua, con fórmula HOH, reacciona con una molécula de una sustancia AB, 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 productos finales AOH y HB. 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

[H+] pH Ejemplo

Ácidos

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

Neutral 1 x 10-7 7 Agua pura

Bases

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:

http://www.visionlearning.com/library/pop_glossary_term.php?oid=2978&l=s

Experimento Nº05 : “Preparación de soluciones básicas (patrones estándares)”

NaOH + ÍNDIGO DE CARMIN

Color Tubos ConcentraciónCrema 1.1 0,1MCeleste * 2.1 0,01MCeleste** 3.1 0,001Celeste*** 4.1 0,0001

NaOH + AMARILLO DE ALIZARINA

Color Tubos ConcentraciónAnaranjado***

1.2 0,1M

Anaranjado** 2.2 0,01MAmarillo 3.2 0,001Amarillo suave 4.2 0,0001

Experimento Nº06 : “Determinación de la concentración [OH-] en una solución básica

Desconocida”

SOLUCIÓN DESCONOCIDA + ÍNDIGO DE CARMIN

Color Tubos

Crema 1

SOLUCIÓN DESCONOCIDA + AMARILLO DE ALIZARINA

Color TubosAnaranjado*** 1

[OH-]= [NaOH]=XM=0.1M

pOH= - log(0.1)

pOH=1

---- > pOH + pH = 14

----->pH= 13

#eq(HCl)=#eq(NH3)

Experimento Nº07: “Titulación de una base débil de concentración desconocida (NH4OH, XM)

Con un ácido fuerte (HCl)”

1) NH4OH + AGUA DESTILADA+ ANARANJADO DE METILO

VNH3=10ml VH2O=20ml

2) NH4OH + AGUA DESTILADA+ FENOLFTALEÍNA

VNH3=10ml VH2O=20ml

Solución:

KNH3= [NH4]*[OH-]/ [NH3]=10 -4.8 ……… (1)

NH3 (ac) + H2O (l) -----> NH4+

(ac) + OH(ac)-

[OH-]= [NH4+]

HCl + NH3 (ac) -----> NH4++ Cl-

V HCl*0.1N=10ml*[NH3]………… (2)

1)anaranjado ---> rojo

VHCl(gastado)=1.8ml

Reemplazando en (2) el VHCl, 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

Reemplazando en (2) el VHCl, hallamos [NH3]:

[NH3]=0.015M

Reemplazando en (1) la [NH3], hallamos [NH4 + ]:

X= [NH4+]=0.122*10-2.4M

Experimento Nº08: “Determinación del pH en reacciones de hidrólisis”

SALES TUBO COLOR pH

carbonato de sodio 1 morado 11

cloruro de amonio 2 amarillo 6

cloruro de sodio 3 verde claro 7

cloruro de aluminio 4 anaranjado 2

sulfato de potasio 5 mostaza 6

acetato de sodio 6 verde claro 8

DIAGRAMA DE FLUJO

EXPERIMENTO Nº5:

ANARANJADO DE METILO

FENOLFTALEINA

“PREPARACION DE SOLUCIONES BASICAS”

tubo N°1 5ml de NaOH

0.5ml del tubo anterior mas 4.5ml de agua

Añadir 3 gotas de amarillo de alizarina

Separar el contenido en dos partes iguales

Tubo Nº2



Tubo Nº4

Tubo Nº3

Serie 1 Serie 2

Anotar coloresAnotar colores

Añadir 3 gotas de índigo de carmín

EXPERIMENTO N°6:

“DETERMINACION DE [OH]- EN UNA SOLUCION BASICA DESCONOCIDA”

Añadir 3 gotas de amarillo de alizarina

5ml de NaOH (X M)

tubo 1 tubo 2

Comparar con los colores anteriores

Añadir 3 gotas de índigo de carmín

Dividir en 2 tubos

Comparar con los colores anteriores

Anotar resultados

EXPERIMENTO N°7:

“TITULACION DE UNA BASE DEBIL CON UNA BASE FUERTE”

hasta

EXPERIMENTO N°8:

“DETERMINACION DEL pH EN REACCIONES DE HIDROLISIS”

10ml de NH4OH

Añadir 20ml de agua

Añadir gota a gota HCl

Añadir 2 gotas de anaranjado de metilo

Cambio de color permanente

Anotar volumen usado de HCl

Repetir pero usando

CUESTIONARIO

12.- ¿Cuáles es la ecuación estequiometria de la reacción del experimento Nº7 al momento de la titulación?

Luna de reloj

Colocar 6 papeles indicadores

Añadir 1 gota

de carbonato

Papel 1 Papel 2 Papel 3 Papel 4 Papel 5 Papel 6

Añadir 1 gota

de cloruro

Añadir 1 gota

de cloruro

Añadir 1 gota

de cloruro

Añadir 1 gota

de sulfato de

Añadir 1 gota

de acetato

Comparar color

Comparar color

Comparar color

Comparar color

Comparar color

Comparar color

Anotar pH Anotar pH Anotar pH Anotar pH Anotar pH Anotar pH

La ecuación es la siguiente:

NH4OH + HCl NH4Cl + H2O

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 Nº8.

NaHCO3(Carbonato de Sodio):NaHCO3 ↔ Na+ + HCO3

-

HCO3- + H2O ↔H2CO3 +OH-

El ion sodio no se hidroliza, pero el HCO3- si lo hace.

NH4Cl(Cloruro de amonio):

NH4Cl ↔ NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O ↔NH4(OH) + H+

El NH4+ al provenir de una base debil si se hidroliza.

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.

AlCl3(Cloruro de aluminio):AlCl3 ↔ Al3+ + 3Cl-

Al3+ + 3H2O ↔Al(OH)3 + 3H+

El Al3+ al provenir de una base debil si se hidroliza. K2SO4(Sulfato de potasio):

K2SO4 ↔ 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.

CH3COONa (Acetato de sodio):CH3COONa ↔ CH3COO- + Na+

CH3COO-+ H2O ↔ CH3COOH + OH-

El CH3COO- 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.

NaHCO3(Carbonato de Sodio):NaHCO3 + H20 ↔ NaOH + H2CO3

NaOH↔ Na+ + OH-

NH4Cl(Cloruro de amonio):

NH4Cl + H20 ↔ NH4(OH) + HCl

HCl ↔ H+ + Cl-

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

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.

Acetato de potasio:CH3COOK + H2O ↔ CH3COOH + KOH

Como resultan un ácido débil y una base fuerte, la reaccion posee un carácter básico, por lo cual si hay hidrólisis.

Formato de sodio:NaCOOH + H2O ↔ HCOOH + NaOH

Como resultan un ácido débil y una base fuerte,lareaccion posee un carácter ácido, por lo cual si hay hidrólisis.

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?

Ka [HNO2 ] : 4.5×10−4

El NO2- proviene del acido nitroso que es un acido débil, y por lo cual la constante de

hidrólisis sera:

K H=KW

K a

K H=10−14

4.5×10−4

K H=0.22×10−10

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

IndicadorColor en medio

ácidoRango de cambio de

colorColor 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, 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 [HCO3-]/ [H2CO3], [CO3

=]/[HCO3-] y [CO3

=]/[H2CO3]

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 CO3= 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. K1 y K2

son la 1ª y 2ªconstantes de ionización del H2CO3, 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 HCO3- + H3O+ K1 = [HCO3

-] [H3O+] / [H2CO3]

Despejando: [HCO3-] / [H2CO3] = 4.2 x 10-7 / 10-5 = 4.2 x 10-2... (1)

2º HCO3- + H2O CO3

= + H3O+ K2 = [CO2=] [H3O+] / [HCO3

-]

Despejando: [CO3=] / [HCO3

-] = 4.8 x 10-11 / 10-5 = 4.8 x 10-6... (2)

Como se desea [CO3=] / [H2CO3] multiplicamos (1) y (2):

[CO3=] / [H2CO3] = (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 (H2CO3) = 62 M (HCO3-) = 61 M (CO3

-) = 60

Trabajando con moles, se tiene las siguientes reacciones:

1º H2CO3 + H2O HCO3- + 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 H2CO3 + H2O HCO3- + 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 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:

m(H2CO3) / minicial = 2.3817 / 2.48 = 0.9603 96.03%

m(HCO3-) / minicial = 0.0983 / 2.48 = 0.0396 3.96%

m(CO3=) / minicial = 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 H2CO3con la finalidad de tener los pH mencionados.

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

K1 = [HCO-3] [H3O+] / [H2CO3] = X2 / 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

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



Antilog (-3.111) = 7.744x10-4 moles de HCO-3



Cuando el pH = 7, los Nº 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 Nº 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 Nº 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 constante de hidrólisis del ion CO3

= a ion HCO3- . A partir de esto, halle las concentraciones [HCO3

-] y [OH-] en una solución de Na2CO3, 005 M. Diga si es importante la hidrólisis del HCO3

- a H2CO3. ¿Por qué?

K1 y K2 son la 1era y 2da constantes de ionización del H2CO3, y son 4.2x10-7 y

4.8x10-11, respectivamente

La constante de hidrólisis para el CO3 en:

CO32- + H2O ↔HCO3- + OH- seria Kh = Kw / K2

→ Kh = 10-14 / (4.8x10-11) = 2.0833 x 10-4

Como la solución es de Na2CO3 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 ↔ HCO3- + OH-

INICIO 0.05 ------ ------

REACCIONA X ------ ------

FORMA ------- X X

EQUILIBRIO 0.05-X X X

Kh =[HCO3− ] [OH− ]

[CO 32− ]

Kh =X2

0 .05−X≈X2

0 .05= 2. 0833 x10−4

→ X = 0 . 32274 x10−2

→ [HCO3− ] = [OH− ] = 0 . 32274 x10−2M

22.-¿Cuál es el pH de una solución preparada mezclando 100 mL de HCI, 0.15 M y 200 mL de anilina, C6H5NH2, 0.20 M, sí el volumen de la solución final es 300mI?.

# eq-g(ácido)= N(ácido) x V(ácido) =0.15Mx1x0.1L=0.015

# eq-g(base)= N(base) x V(base) =0.2MX1X0.2L=0.04

# eq-g(SOLUCIÓN)=# eq-g(base)- # eq-g(ácido)= 0.04 – 0.015 = 0.025

# eq-g(SOLUCIÓN) =MSOLX1X0.3L

MSOL=8,3X10-2

pOH=-log [M SOL ]

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 - - Al inicio

3.5 – n 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

CONCLUSIONES:

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 NH3 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 ser neutras, ácidas o básicas; debido a que

alguno de los iones procedentes de la sal reacciona con el agua, lo que se denomina

hidrólisis, 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, 5a 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

http://www.heurema.com/QG8.htm

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