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Universidad de San Carlos de Guatemala
Facultad de Ingeniería
Escuela de Ingeniería Química
Laboratorio de: Análisis cualitativo
Impartido por: Inga. Mercedes Roquel
Horario 10:00 am – 13:00 pm
REPORTE No. 2
“DIAGRAMA DE FLOOD”
SECCION PUNTUACION PONDERACION1. Resumen 102. Objetivos 5
3. Marco teórico 54. Marco Metodológico 5
5. Resultados 156. Interpretación
resultados30
7. Conclusiones 158. Bibliografía 59. Apéndice 10
9.1 Datos originales 19.2 Muestra de cálculo(incluye
análisis de error)
5
9.3 Datos calculados. 4
DILAN ARNULFO ZAMORA TOBARCarné: 201212782
Guatemala, 24 de febrero del 2015
1. RESUMEN
En la práctica No. 2 “Diagrama de Flood” se estudiaron y analizaron métodos
del equilibrio ácido-base en medio acuoso para esto se hicieron gráficas de triadas
que relacionaran variables del sistema: Keq, Csoluto, [H+]total y α. Estas gráficas fueron
estudiadas en un diagrama de Flood con lo cual se pudo determinar la acidez,
concentración, grado de disociación y/o constante de equilibrio.
Se pudo determinar que según la relación que se elija entre las variables. El
potencial de hidrógeno (pH) tiene a aumentar conforme el potencial de la variable
de disociación disminuye. La concentración tiene a disminuir conforma aumenta el
grado de disociación y la concentración aumenta según aumenta la constante de
equilibrio. La ecuación de la región 4 sirvió para determinar el grado de error de
los valores obtenidos con ecuaciones matemáticas y se puedo comprobar que el
error no fue mayor del 5% en ningún valor.
2. OBJETIVOS
2.1 Objetivo General
Analizar el comportamiento de ionización de ácidos y bases mediante
diagramas que relacionen las variables utilizadas en el equilibrio químico en
solución acuosa.
2.2Objetivos Específicos
1. Trabajar triadas, dejando un valor constante y variar otro, en orden de
encontrar un tercero, siendo estos valores: pKa’s, pH’s y pCa’s,
sucesivamente.
2. Comparar el porcentaje de error del método gráfico con respecto al método
matemático.
3. Aplicar correctamente las diferentes ecuaciones, para la resolución de los
parámetros.
3 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.
3.1 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+).
3.2 Variables
Para analizar sistemáticamente el equilibrio acido-base en medio acuoso
es necesario definir el tipo de soluto en cuestión, sus constantes y condiciones
específicas (concentración, temperaturas, etc.) la sistematización comienza al
establecer el tipo de soluto que se tiene, es decir, un ácido y una base, mediante
los conceptos de ácido base. Posteriormente se define el carácter del soluto como
fuerte, muy fuerte, débil o muy débil, según sea el valor de su constante Keq o su
comportamiento en función del grado de disociación respectivo.
Básicamente el estudio del equilibrio acido-base en medio acuoso se tiene
dos constantes: La temperatura del sistema y la constante de equilibrio del
disolvente común en este estudio, el agua a la temperatura dada. Todas las
ecuaciones matemáticas y su representación graficas estarán analizadas a una
sola temperatura, tratándose entonces de isotermas.
Además, es inherente la inclusión de cuatro variables:
1. La constante termodinámica de la ionización Ka o Kb, acido o base
respectivamente.
2. La concentración inicial o analítica del soluto Ca o Cb, acido o base
respectivamente.
3. Concentración total de iones Hidronios, provenientes del soluto más los de
origen acuoso.
4. El grado de ionización o fracción del soluto ionizado.
3.2.1 Combinación de variables
Estas variables se presentan en triadas para su análisis. Es decir, se estudia el
comportamiento de una de ellas en función de otras dos. El más común de los
casoas es el de la dependencia de [H+]totales de Csoluto y Keq.
Diagrama No. 1 cuatro triadas posibles entre variables del equilibrio ácido-base en
agua.
3.3 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 auto-
ionización del agua” y también como “autoprotólisis”.
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 llamada
ecuación de Van’t Hoff. ( Ver apéndice, muestra de cálculo).
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.
3.4 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 + OH-
La 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 Ecuación No. 1
pKw = pKa + pKb Ecuación No. 2
3.5 Potencial de acidez 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) Ecuación 3
Esta ecuación constituye otra forma de expresar la relación entre la
concentración de ion H+ y la concentración del ion OH -.
3.6 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.
3.7 Aplicaciones Industriales
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.
3 MARCO METODOLOGICO
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.
RESULTADOS
4 INTERPRETACION DE RESULTADOS
Partiendo del análisis grafico de las triadas para los diferentes parámetros
(pα1, pH, pCa, pKa) para la gráfica No. 1 de la sección de resultados se hizo pC
vs pK a pH, por lo que en el eje X se utilizó la concentración y en el eje y se utilizó
la constante de equilibrio, la constante, que el potencial de hidrógeno solo afecta
la movilidad de la gráfica a mayo pH aumenta el pKa y el pC. Se puede observar
que el potencial de concentración es inversamente proporcional al potencia de la
constante de equilibrio. En la gráfica No. 2 se puede observar que el potencial de
la constante de equilibrio es directamente proporcional al potencial de hidrógeno.
Y la constante de pK afecta la longitud de la recta. La gráfica 3 es solo una recta
directamente proporcional entre el pH y el pK la concentración no afecta la
movibilidad de la recta por lo que la gráfica es solo una recta de pendiente
positivo, a mayor pC solo aumenta la distancia de la recta. La gráfica No.4 tiene
como eje x el potencial de concentración y como eje Y el potencial de equilibrio y
se tiene el potencial de disociación como una constante. Se puede observar en el
comportamiento de las rectas que el pK es directamente proporcional a pC y el pα
afecta principalmente el pK a mayor pα aumenta proporcionalmente el valor de pK
mientras que el desplazamiento del potencial de concentración es relativamente
bajo.
En la gráfica No. 5 se utilizó el potencial de disociación (pα) en el eje x y el
potencial de equilibrio (pK) como eje y y se puede observar que el pα es
directamente proporcional a pK y la relación es 3:1 por cada unidad que se mueve
pα aumenta 3 unidades el pK. El desplazamiento sobre el eje y de las recta es
afectado por el potencial de concentración por lo que a mayor concentración tiene
a aumentar el valor de constante de equilibrio y consiguiente el potencial de
equilibrio (pK). La gráfica No. 6 tiene en el eje x el potencial de concentración (pC)
y en el eje y el potencial del grado de disociación (pα) y se tiene la variable del
potencial de equilibrio como una constante, se puede observar en la gráfica 6 que
el potencial de concentración (pC) es inversamente proporcional al potencial de
disociación (pα) por lo que a mayor concentración menor grado de disociación. La
constante pK afecta el desplazamiento de los gráfica moviéndolas a la derecha por
lo que mientras mayor el valor del potencial de equilibrio mayor es el potencial de
concentración y por consiguiente la concentración. En la gráfica No. 7 se utilizó el
potencial de disociación en el eje x y el potencial de hidrógeno en el eje y y se
utilizó el potencial de la variable de equilibrio como una constante, se pudo
observar que el arreglo de variables de esta forma hizo una pendiente negativa
por lo que el potencial de hidrógeno (pH) es inversamente proporcional al
potencial de disociación. Además la relación es 2:1 por lo cual por cada unidad del
potencial de disociación (α) que se corre la gráfica en el eje x, disminuye dos
unidades en el Y, en el potencial de hidrógeno. El tener el pK (potencial de la
constante de equilibrio) afecta las variables de forma que el potencial de hidrógeno
(pH) aumenta conforme aumenta el valor de pK (potencial de la constante de
equilibrio).
Para la realización de las gráficas 8 y 9 fue necesario el uso de 2 fórmulas
para encontrar las variables y constantes solicitadas por el instructor. En la gráfica
8 se utilizó el eje x el potencial de hidrógeno (pH) y en el eje Y el potencial de la
constante de equilibrio (pKeq), y se utilizó el potencial del grado de disociación
(pα) como constante. Se pudo determinar al observar la gráfica que el potencial de
hidrógeno es directamente proporcional al potencial de la constante de equilibrio
(pKe) y además la relación es 1:1 por lo que por cada unidad de pH que aumenta
el sistema aumenta en una unidad el pKe. Por último el pα afecta directamente al
equilibrio por lo cual a mayor potencial de disociación (pα) mayor es el potencial
de la constante de equilibrio (pKeq).
Por último en la gráfica 9 se puede observar el arreglo pα vs pKeq a pH
constante. Esto quiere decir que en el eje x se utiliza el potencial del grado de
disociación y en el eje y se utilizó el potencial de la constante de equilibrio.
Además se utilizó el potencial de hidrógeno como una constante. Se pude
observar al estudiar la gráfica que el potencial de disociación (pα) es directamente
proporcional al potencial de la constante de equilibrio. La relación estre las
variables 1:1 por lo que por cada unidad de pα que aumenta el sistema, aumenta
en una unidad del pKeq. Además el potencial de hidrógeno afecta directamente al
pKeq por lo que a mayor pH(potencial de hidrógeno) mayor es el pKeq (potencial
de equilibrio).
5 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.
6 BIBLIOGRAFIA
1. J.Q. Dick, QUIMICA ANALITICA, “Equilibrio ácido-base” 1ra edición.
Editorial Mc Graw-Hill, México D.F. (Cáp 4, pág 91-139)
2. 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
7 APENDICE
7.1 CALCULO DE MUESTRA
Cúbica para solutos débiles.
¿¿ Ecuación 1
Dónde:
¿= concentración de iones hidronios.
Ka= constante de acidez.
Kw= constante de equilibrio del agua.
Ca= concentración inicial molar del soluto
Ejemplo. Cálculo de la concentración de hidronios utilizando la ecuación No. 1.
¿¿
Se obtiene:
¿¿ = -5.79E-7
¿¿ = 5.44E-7
¿¿ = -9.67E-10
¿¿ = 5.44E-7
Cuadrática para solutos débiles.
¿¿Ecuación 2
Dónde:
¿= concentración de iones hidronios.
Ka= constante de acidez.
Kw= constante de equilibrio del agua.
Ca= concentración inicial molar del soluto
Ejemplo. Cálculo de la concentración de hidronios mediante el uso la ecuación
cuadrática para solutos débiles.
¿¿
Se obtiene.
¿¿ = -2.51E-5
¿¿ = 7.14E-6
¿¿ = 7.14E-6
Lineal para solutos débiles.
pH= pKa2
+ pCa2
Ecuación 3
Dónde:
pH = concentración de iones hidronios.
pKa= potencial de la constante de acidez.
pCa= potencial de la concentración del ácido.
Ejemplo. Cálculo del pH utilizando la ecuación líneal para solutos débiles
pH=7.522
+ 12
pH=4.26
Ecuación pC vrs pα en sistemas con aporte significativo de
protones de protones provenientes de agua.
C sα12+(K w
1/2+K eq)α 1−K eq=0 Ecuación 4
Donde
Cs= concentración del soluto
α1=grado de disociación.
Kw= constante de equilibrio del agua.
Keq= Constante de equilibrio del ácido o base.
Ejemplo. Cálculo de concentración utilizando la ecuación 4. Teniendo
una concentración de 1.4E-5, una constante de equilibrio del agua de
1E-14, una α de 1.83E-7, y una constante de equilibrio ácido de 4.6E-4
C=0.00675M
pC=2.17
Ecuación para el tratamiento de solutos débiles en función
de pα.
C sα12+K eq α1−K eq=0 Ecuación 5
Donde
Cs= concentración del soluto
α1=grado de disociación.
Keq= Constante de equilibrio del ácido o base.
Ejemplo. Cálculo del grado de disociación α, teniendo una keq= 4.55E-
6, y una concentración de 2.45E-8.
α=3.63E-5
α=4.44
Ecuación para el tratamiento de solutos muy débiles en
función de pα.
C sα12−K eq=0 Ecuación 6.
Donde
Cs= concentración del soluto
α1=grado de disociación.
Keq= Constante de equilibrio del ácido o base.
Corrección de Van´t Hoff de la constante de equilibrio Ka
teórica.
. ln kw=ln ka+∆ H ° fR
( 1298.15
− 1T 2
) Ecuación 7
Ejemplo. Cálculo de la constante de equilibrio del ácido acético a una temperatura
de 21°C (294.15 K).
ln kw=ln1.8 E−5+ 4862008.314
( 1298.15
− 1294.15
)
Kw=Ka21 °C=1.25 E−6
Cálculo de potenciales
pKw=−log(Kw ) Ecuación 8
Dónde:
Kw=constante de equilibrio del agua.
Ejemplo. Cálculo del potencial de la constante de equilibrio, donde Kw=1.75E-5.
pKw=−log(1.75E-5)
pKw=4.75
Cálculo de constantes
Kw=10−pKw Ecuación. 9
Dónde:
Kw = constante de equilibrio del agua.
Ejemplo. Cálculo de la constante de equilibrio Kw, teniendo un potencial de
pKw=4.75
Kw=10−4.75
Kw=1.75 E−5
10.3 ANALISIS DE ERROR
10.3.1 Análisis de error (%E)
%E=[|dato experimental−datoteórico|datoteórico ]×100 Ecuación 10.
Donde.
%E= Error porcentual
Dato experimental= dato obtenido en la práctica de laboratorio.
Dato teórico= dato obtenido por medio de estequiometria o gráficamente.
Ejemplo. Cálculo del error porcentual del ph teórico 5.48 obtenido por medio de
cálculos estequiométricos y pH experimental de 6, obtenido en el método de la
primera derivada.
%E=[|6−5.48|6 ]×100%E=8.67
10.4 DATOS CALCULADOS
Cálculo de la triada pC vs pK a pH constante
CORRIDA 1
Tabla I. Cálculo del ph de la tríada pC vs pK a pH constante, corrida
No 1
pH 1.5H 0.0316
pC pKa pC Ec. 4 Error (%)1.056 1.75 1.05622408 8.32247E-090.881 2 0.88066895 1.18479E-080.679 2.25 0.67891815 1.71746E-080.459 2.5 0.45860731 2.72239E-080.226 2.75 0.2262398 5.74719E-08-0.014 3 -0.01352092 -9.8459E-07
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla II. Cálculo del ph de la tríada pC vs pK a pH constante, corrida
No. 2
pH 2.5H 0.003162278
pC pka pC Ec. 4 Error (%)2.056 2.75 2.056 4.27502E-061.881 3 1.881 5.54806E-061.679 3.25 1.679 6.94501E-061.459 3.5 1.459 8.5596E-061.226 3.75 1.226 1.06035E-050.986 4 0.986 1.34951E-05
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla III. Cálculo del ph de la tríada pC vs pK a pH constante, corrida
No. 3.
pH 3.5
H 0.000316228
pC pKa pC Ec. 4 Error (%)3.056 3.75 3.056 0.002872.881 4 2.881 0.003622.679 4.25 2.679 0.004352.458 4.5 2.459 0.005082.226 4.75 2.226 0.005841.986 5 1.987 0.00670
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla IV. Cálculo del pH de la tríada pC vs pK a pH constante, corrida
No. 4
pH 4.5H 3.16228E-05
pC pKa pC Ec. 4 Error (%)4.056 4.75 4.154 2.3643.881 5 4 2.9833.678 5.25 3.815 3.5593.459 5.5 3.606 4.0823.226 5.75 3.381 4.5712.986 6 3.145 5.054
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla V. Cálculo del pH de la tríada pC vs pK a pH constante, corrida
No. 5.
ph 5.5H 3.16228E-06
pC pka pC Ec. 4 Error (%)5.056 5.75 -0.00176949 ------
4.880 6 -0.00314912 ------
4.670 6.26 -0.00573304 ------
4.458 6.5 -0.00996521 ------
4.226 6.75 -0.0177234 ------
3.986 7 -0.03151961 ------
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante.
CORRIDA 1.
Tabla VI. Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante de 3.
pCa pH pC Ec. 4 Error (%)0 1.5 1.501 0.066622251 2 2.112 5.30303032 2.5 2.523 0.911613163 3 3.11 3.536977494 3.5 3.533 0.934050385 4 4.111 2.70007297
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2.
Tabla VII. Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante de 4.
pCa pH pC Ec. 4 Error (%)0.5 2.25 2.001 0.049975011 2.5 2.5002 0.00799936
1.5 2.75 3.0001 0.003333222 3 3.5003 0.00857069
2.5 3.25 4.0004 0.0099993 3.5 5.002 10.0359856
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3.
Tabla VIII. Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante de 5.
pCa pH pC Ec. 4 Error (%)1.2 3.1 2.5002 0.007999361.4 3.2 3.002 0.066622251.6 3.3 3.501 0.028563271.8 3.4 4.02 0.497512442 3.5 4.5004 0.00888812.2 3.6 5.006 0.11985617
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4.
Tabla IX. Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante de 6.
pCa pH pC Ec. 4 Error (%)0.6 3.3 3.0006 0.0199960.9 3.45 3.5001 0.002857061.2 3.6 4.003 0.074943791.5 3.75 4.5003 0.006666221.8 3.9 5.002 0.039984012.1 4.05 5.5003 0.00545425
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5.
Tabla X. Cálculo de la triada pH vs pC a pK constante de 7
pCa pH pC Ec. 4 Error (%)0.2 3.6 3.5001 0.002857060.6 3.8 4.005 0.124843950.8 3.9 4.5002 0.004444251 4 5.0008 0.015997441.2 4.1 5.50002 0.000363641.4 4.2 6.0008 0.01333156
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante.
CORRIDA 1
Tabla XI. Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante de 5 pCa.
pC 5C 0.00001
pK pH pC Ec. 4 Error (%)1.499 1.5 1.5 0.009157181.999 2 2 0.0217255892.499 2.5 2.5 0.0550214322.996 3 3 0.1454935153.486 3.5 3.5 0.3987267233.954 4 4 1.14393847
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XII. Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante 5.5 pCa.
pC 5.5C 3.1623E-06
pK pH pC Ec. 4 Error (%)1.699 1.7 1.7 0.0040492051.899 1.9 1.9 0.0181636552.099 2.1 2.1 0.0260518482.299 2.3 2.3 0.0377129152.499 2.5 2.5 0.0550214322.698 2.7 2.7 0.080818566
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XIII. Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante 6 pCa.
Pc 6c 0.000001
PK ph pC Ec. 4 Error (%)1.999 2 2 0.0021715812.499 2.5 2.5 0.0054943082.999 3 3 0.0144837263.499 3.5 3.5 0.0393010273.996 4 4 0.1091202454.486 4.5 4.5 0.310123905
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XIII. Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante 6.5 pCa.
Pc
6.5
c 3.1623E-07
PK ph pC Ec. 4 Error (%)2.200 2.2 2.2 0.0009894012.400 2.4 2.4 0.0014374422.600 2.6 2.6 0.0021029952.800 2.8 2.8 0.0030950643.000 3 3 0.004578593.200 3.2 3.2 0.006803669
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XIV. Cálculo de la triada pK vs pH a pC constante 7 pCa.
Pc 7c 0.0000001
PK ph pC Ec. 4 Error (%)2.500 2.5 2.5 0.0005493533.000 3 3 0.0014477213.500 3.5 3.5 0.0039245064.000 4 4 0.0108628054.499 4.5 4.5 0.0305677684.996 5 5 0.087304883
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante.
CORRIDA 1
Tabla XV. Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante con un valor de
1.5.
pα 1.5 α 0.03162278
pC pk pC Ec. 4 Error (%)0.5 3.486
3.50.3987266
80.8 3.786
3.80.3672482
61.1 4.086
4.10.3403764
41.4 4.386
4.40.3171689
51.7 4.686
4.70.2969241
32 4.986
50.2791086
8Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XVI. Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante con un valor
de 2.
pα 2α 0.01
pC pk pC Ec. 4 Error (%)1 4.996 5 0.087296111.4 5.396 5.4 0.080829731.8 5.796 5.8 0.075255272.2 6.196 6.2 0.070400092.6 6.596 6.6 0.06613342
3 6.996 7 0.06235436Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XVII. Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante con un valor de 2.5.
pα 2.5α 0.00316228
pC pk pC Ec. 4 Error (%)1 5.999 6 0.02292561.5 6.499
6.50.0211620
92 6.999
70.0196505
12.5 7.499
7.50.0183404
83 7.999 8 0.01719423.5 8.499
8.50.0161827
7Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XVIII. Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante con un valor de 3.
pα 3α 0.001
pC pk pC Ec. 4 Error (%)1.2 7.200 7.2 0.006034891.4 7.400 7.4 0.005871781.6 7.600 7.6 0.005717261.8 7.800 7.8 0.005570662 8.000 8 0.00543142.2 8.200 8.2 0.00529892
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XIX. Cálculo de la triada pC vs pK a pα constante con un valor de 3.5.
pα 3.5α 0.00031623
pC pk pC Ec. 4 Error (%)1.5 8.500 8.5 0.001615972 9.000 9 0.00152622.5 9.500 9.5 0.001445873 10.000 10 0.001373583.5 10.500 10.5 0.001308174 11.000 11 0.00124871
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante.
CORRIDA 1
Tabla XX. Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante con un valor de 1.
pC 1c 0.1
pK pα pC Ec. 4 Error (%)1 0 0 ------
1.2 0.1 0.09691001 3.188511591.4 0.2 0.18708664 6.902340231.6 0.3 0.29242982 2.588715471.8 0.4 0.39794001 0.517663792 0.5 0.49485002 1.04071498
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XXI. Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante con un valor de 1.5.
pC 1.5c 0.03162278
pK pα pC Ec. 4 Error (%)2.5 0.5 0.49485002 1.040714982.7 0.6 0.58502665 2.559430062.9 0.7 0.69897 0.147359073.1 0.8 0.76955108 3.95671223.3 0.9 0.88605665 1.573641183.5 1 1 0
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XXII. Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante con un valor de 2.
pC 2c 0.01
pK pα pC Ec. 4 Error (%)2.5 0.25 0.24412514 2.406493482.8 0.4 0.34678749 0.926363813.1 0.55 0.4436975 1.420449923.4 0.7 0.52287875 5.186910923.7 0.85 0.63827216 1.837434984 1 0.74472749 0.70797777
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XXIII. Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante con un valor de 2.5.
pC 2.5c 0.00316228
pK pα pC Ec. 4 Error (%)3 0.25 0.24412514 2.40649348
3.2 0.35 0.39794001 0.517663793.4 0.45 0.52287875 5.18691092
3.6 0.55 0.69897 0.147359073.8 0.65 0.82390874 3.166765664 0.75 1 0
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XXIV Cálculo de la triada pK vs pα a pC constante con un valor de 2.5.
pC 3c 0.001
pK pα pC Ec. 4 Error (%)3.5 0.25 0.24412514 2.406493483.8 0.4 0.34678749 0.926363814.1 0.55 0.4436975 1.420449924.4 0.7 0.52287875 5.186910924.7 0.85 0.63827216 1.837434985 1 0.74472749 0.70797777
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante.
CORRIDA 1
Tabla XXV. Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante con un valor de 4.5
pk 4.5K 3.1623E-05
pc pα pC Ec. 4 Error (%)0.1 2.2010.6 1.9521.1 1.7041.6 1.4582.1 1.2142.6 0.974
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XXVI. Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante con un valor de 5.
pk 5K 0.00001
pC pα pC Ec. 4 Error (%)0.5 2.251 2.26 0.388446590.7 2.151 2.16 0.391792520.9 2.052 2.1 2.288794271.1 1.952 2 2.378179031.3 1.853 1.86 0.372727911.5 1.754 1.77 0.9117834
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XXVII. Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante con un valor de 5.5
pk 5.5K 3.1623E-06
pC pα pC Ec. 4 Error (%)0.8 2.351 2.351 0.001277741 2.251 2.26 0.388446591.2 2.151 2.16 0.391792521.4 2.052 2.1 2.288794271.6 1.952 2 2.378179031.8 1.853 1.9 2.47014417
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XXVIII. Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante con un valor de 6.
pk 6K 0.000001
pC pα pC Ec. 4 Error (%)1 2.501 2.5009 0.008529751.5 2.251 2.26 0.388446592 2.002 2.01 0.389479432.5 1.754 1.76 0.348782173 1.507 1.51 0.207515723.5 1.262 1.3 2.9069632
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XXIX. Cálculo de la triada pα vs pC a pK constante con un valor de 6.
pk 6.5K 3.1623E-07
pC pα pC Ec. 4 Error (%)1.2 2.650 2.7 1.833846961.4 2.550 2.6 1.899538311.6 2.451 2.5 1.969181321.8 2.351 2.4 2.042918322 2.251 2.3 2.120821432.2 2.151 2.16 0.39179252
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante.
CORRIDA 1
Tabla XXX. Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante con un valor de 5.
pk 5k 0.00001
pα pH pC Ec. 4 Error (%)2.25 0.5 2.26 0.442477882.15 0.7 2.2 2.272727272.05 0.9 2.1 2.380952381.95 1.1 2 2.51.85 1.3 1.9 2.631578951.75 1.5 1.8 2.77777778
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XXXI. Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante con un valor de 5.5.
pK 5.5K 3.1623E-06
pα pH pC Ec. 4 Error (%)2.7 0.1 2.75 1.818181822.6 0.3 2.6 02.5 0.5 2.55 1.960784312.4 0.7 2.46 2.439024392.3 0.9 2.38 3.361344542.2 1.1 2.28 3.50877193
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XXXII. Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante con un valor de 6.
pK 6K 0.000001
pα pH pC Ec. 4 Error (%)2.5 1 2.55 1.960784312.4 1.2 2.43 1.23456792.3 1.4 2.36 2.542372882.2 1.6 2.27 3.083700442.1 1.8 2.15 2.32558142 2 2.09 4.3062201
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XXXIII. Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante con un valor de 6.
pk 6.5K 3.1623E-07
pα pH pC Ec. 4 Error (%)2.95 0.6 3 1.666666672.85 0.8 2.9 1.724137932.75 1 2.8 1.785714292.65 1.2 2.7 1.851851852.55 1.4 2.6 1.923076922.45 1.6 2.5 2
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XXXIV. Cálculo de la triada pα vs pH a pK constante con un valor de 7.
pk 7k 0.0000001
pα pH pC Ec. 4 Error (%)3.05 0.9 3.1 1.612903232.8 1.4 2.85 1.754385962.55 1.9 2.6 1.923076922.3 2.4 2.35 2.127659572.05 2.9 2.1 2.380952381.8 3.4 1.85 2.7027027
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante.
CORRIDA 1
Tabla XXXV. Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante con un valor de 1.
pα 1α 0.1
pH peq pC Ec. 4 Error (%)2 3 2.05 2.439024392.2 3.2 2.205 0.226757372.4 3.4 2.404 0.166389352.6 3.6 2.606 0.230237912.8 3.8 2.805 0.178253123 4 3.05 1.63934426
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XXXVI. Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante con un valor de 1.5.
pα 1.5α 0.03162278
pH peq pC Ec. 4 Error (%)2 3.5 2.05 2.439024392.3 3.8 2.35 2.127659572.6 4.1 2.65 1.886792452.9 4.4 2.95 1.694915253.2 4.7 3.25 1.538461543.5 5 3.55 1.4084507
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XXXVII. Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante con un valor de 2.
pα 2α 0.01
pH peq pC Ec. 4 Error (%)2 4 2.05 2.439024392.5 4.5 2.55 1.960784313 5 3.05 1.639344263.5 5.5 3.55 1.40845074 6 4.05 1.23456794.5 6.5 4.55 1.0989011
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XXXVIII. Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante con un valor de 2.5.
pα 2.5α 0.00316228
pH peq pC Ec. 4 Error (%)3.5 6 3.55 1.40845073.7 6.2 3.75 1.333333333.9 6.4 3.95 1.265822784.1 6.6 4.15 1.204819284.3 6.8 4.35 1.149425294.5 7 4.55 1.0989011
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XIL. Cálculo de la triada pK vs pH a pα constante con un valor de 3.
pα 3α 0.001
pH peq pC Ec. 4 Error (%)3 6 3.05 1.639344263.4 6.4 3.45 1.449275363.8 6.8 3.85 1.29870134.2 7.2 4.25 1.176470594.6 7.6 4.65 1.075268825 8 5.05 0.99009901
Fuente: Muestra de cálculo.
Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante.
CORRIDA 1
Tabla XL. Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante con un valor de 0.5.
pH 0.5h 0.31622777
pα pk pC Ec. 4 Error (%)1.022 2.5 1.027 0.4871.117 2.7 1.122 0.4461.214 2.9 1.219 0.4101.311 3.1 1.316 0.3801.409 3.3 1.414 0.3541.507 3.5 1.512 0.331
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 2
Tabla XLI. Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante con un valor de 1.
pH 1H 0.1
pα pK pC Ec. 4 Error (%)1.022 3 1.027 0.4871.262 3.5 1.267 0.3951.507 4 1.512 0.3311.754 4.5 1.759 0.2842.002 5 2.007 0.2492.251 5.5 2.256 0.222
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 3
Tabla XLII. Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante con un valor de 1.5.
pH 1.5H 0.03162278
pα pK pC Ec. 4 Error (%)0.927 3.3 0.932 0.5361.069 3.6 1.074 0.4651.214 3.9 1.219 0.4101.359 4.2 1.365 0.3661.507 4.5 1.512 0.3311.704 4.9 1.709 0.293
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 4
Tabla XLIII. Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante con un valor de 2.
pH 2H 0.01
Pα pK pC Ec. 4 Error (%)0.789 3.5 0.794 0.6301.021 4 1.027 0.4871.262 4.5 1.267 0.3951.507 5 1.512 0.3311.754 5.5 1.759 0.2842.002 6 2.007 0.249
Fuente: Muestra de cálculo.
CORRIDA 5
Tabla XLIV. Cálculo de la triada pα vs pK a pH constante con un valor de 2.5.
ph 2.5H 0.0031622
8
Pα pk pC Ec. 4 Error (%)1.022 4.5 1.027 0.4871.166 4.8 1.170 0.4271.311 5.1 1.316 0.3801.458 5.4 1.463 0.3421.605 5.7 1.610 0.3101.754 6 1.759 0.284
Fuente: Muestra de cálculo.