diagrama de flood

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.


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.


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




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




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


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


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


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 ------


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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


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