Lab. Química Analítica I - Facultad de Ciencias Químicas ...

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Fac. Cs. Qs. Dpto. DE QUÍMICA ANALÍTICA
LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA I
Q.F.B
BENEMÉRITA UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE PUEBLA
FACULTAD DE CIENCIAS QUÍMICAS
LICENCIATURA: QUÍMICO FARMACOBIÓLOGO
ÁREA ESPECÍFICA DE: QUÍMICA ANALÍTICA
NOMBRE DE LA ASIGNATURA: LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA I
(EQUILIBRIOS IÓNICOS EN DISOLUCIÓN)
CÓDIGO: LQF 115L
FECHA DE ELABORACIÓN: NOVIEMBRE 2002
NIVEL EN EL MAPA CURRICULAR: BÁSICO
TIPO DE ASIGNATURA: BÁSICA
PROFESORES QUE PARTICIPARON EN SU ELABORACIÓN:
I.Q. Eber Ruth Rodríguez Gutiérrez
Quim. Carlos Gracia Vázquez
Quim. Alejandro Gómez Sainz
Dra. Rosario Veronica Hernandez Huesca
HORAS DE TEORÍA: HORAS PRÁCTICA: 3 CRÉDITOS:
PRE-REQUISITOS: Ninguno
RECOMENDACIONES: Haber cursado Química General I y Matemáticas I

CONTENIDO
I.- introducción
II.- Reglas de higiene y seguridad en el laboratorio.
III.- Sesiones.
1.- Examen diagnóstico
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2 .- La balanza analítica como instrumento fundamental del Químico analítico.
Determinación de la densidad de una solución con probeta.
3.- La balanza analítica como instrumento fundamental del Químico Analítico.
Determinación de la densidad de una solución haciendo uso del picnómetro.
4.- Material de laboratorio volumétrico y su calibración.
5.- Preparación de soluciones.
6.- Examen.
7.- Titulación de especies fuertes.
8.- Titulación de especies débiles.
9.- Determinación de la constante de ionización del HOAc y del NH4OH (por hidrólisis
del NH4Cl)
10.- Examen final.
IV.- Bibliografía

I. INTRODUCCIÓN
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Es a través del trabajo en el laboratorio como conocemos las sustancias, nos percatamos
que pasa con ellas cuando interaccionan y, nos explicamos los fenómenos entendiendo
sus causas y efectos.
El químico como tal requiere del trabajo práctico, de lo contrario, su conocimiento será
incompleto, por lo tanto, el trabajo en el laboratorio es de gran utilidad tanto para
comprobar lo que los profesores y textos dicen como para contestar a tantas interrogantes
como el que los estudiantes planteen, modificaciones, innovaciones, el desarrollo de
actitudes creativas, que requieren para cualquier actividad que desarrollen en su
quehacer profesional.
El trabajo en el laboratorio debe hacerse con disciplina orden y limpieza, ya que implica
que los estudiantes adquieren hábitos, desarrollen habilidades y destrezas, así como la
explicación y justificación teórica de los fenómenos.
Uno de los hábitos que el alumno debe desarrollar es el de registrar en forma personal,
ordenada y fidedigna los resultados, observaciones, reflexiones, etc. que se presentan en
un trabajo experimental, por lo que es obligatorio el uso de un cuaderno de notas de
laboratorio el cual debe de ser de pastas duras y hojas cocidas.
En cualquier laboratorio los resultados experimentales deberán reportarse; estos
resultados deben ser claros y precisos de acuerdo con las instrucciones indicadas.

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II. REGLAS DE HIGIENE Y SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
• Usar siempre bata y lentes de protección.
• Eliminar de la zona de trabajo los artículos personales (libros, cuadernos, suéter,
bolsa etc.).
• No fumar. Fumar es peligroso porque hay materiales y vapores inflamables;
además de que se contamina el ambiente.
• No ingerir alimentos o bebidas en el laboratorio.
• No usar el material de laboratorio como recipiente para comer o beber. No se debe
comer en el laboratorio, porque siempre hay la posibilidad de contaminar los
alimentos, bebidas y manos con sustancias tóxicas y/o corrosivas.
• Lavar las manos periódicamente, especialmente antes de ingerir alimentos.
• Desechar el equipo defectuoso (material de vidrio estrellado, tubo de hule
desgastado, conexiones eléctricas, etc).
• Mantener el área de trabajo perfectamente limpia.
• En caso de accidente, aún leve, avisar de inmediato al profesor.
• Realizar el experimento siguiendo la técnica. No hacer modificaciones sin
consultar antes al profesor.
• Leer las etiquetas antes de usar los reactivos. Nunca regresar el reactivo sin usar
al frasco. Si se tomó una cantidad excesiva de reactivo, dejar el exceso para otro
estudiante o trasvasarlo a un frasco y etiquetarlo.
• Calentar lentamente el material de vidrio. Cuando se calienta un líquido en un tubo
de ensayo o en otro recipiente nunca apuntar la boca del tubo hacia uno mismo o
hacia el compañero.
• Nunca probar el sabor de un reactivo. Cuando se necesite oler un reactivo, no
hacerlo directamente del recipiente; abanicar con la mano los vapores y, entonces,
oler.
• Nunca verter agua sobre un ácido concentrado. Siempre agregar lentamente el
ácido sobre el agua mientras se mezclan.
• Si se desprenden gases durante un experimento, realizarlo bajo la campana de
extracción.
• Verter los reactivos líquidos que ya no sirven en los recipientes que indique el
profesor. Si no los hubiera, tirarlos directamente en el desagüe y después dejar
correr el agua durante un tiempo para diluir los reactivos y disminuir cualquier
efecto corrosivo.
• No tirar los sólidos en el lavabo.
• Los disolventes orgánicos son insolubles en el agua, para eliminarlos deben
depositarse en un recipiente que controlará el profesor.
• Tan pronto se termine la práctica, lavar todo el material que se ha utilizado y
guardarlo, limpiar las áreas de trabajo y el o los equipos que hayas usado.
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MATERIAL DE LABORATORIO VOLUMÉTRICO
Y SU CALIBRACIÓN
SESIÓN 4
INTRODUCCIÓN
Material para la medida exacta de un volumen: Este material generalmente se usa para
verter y contener volúmenes exactos y son: buretas, pipetas y matraces volumétricos. Las
probetas graduadas tienen un uso limitado a la preparación de soluciones de
concentración menos precisa. Existen tres grados de precisión en el material de medida
exacta, cada uno de los cuales permite un error máximo, o tolerancia distinto. La
tolerancia es menor para la clase A, mayor para la clase B, y sin determinar para el
material no clasificado.
El material graduado lleva una inscripción en la que se indica el grado de precisión
y otros detalles esenciales. Por ejem: “cont. 20 o C 1000 ml A” significa “contiene 1000 ml a
20 o C con una precisión clase A.
Pipeta: Tubo de vidrio con un ensanchamiento hacia su mitad y con un extremo hasta
formar una punta final. El aforo está situado en el extremo más amplio y el
ensanchamiento.
Las pipetas volumétricas o aforadas sirven para verter volúmenes fijos de líquido,
mientras que las pipetas graduadas, las cuales son menos exactas, se emplean para
verter volúmenes variables.
Bureta: Es un tubo de vidrio graduado que puede verter líquidos en cantidades precisas
por medio de una llave de vidrio o teflón en su extremo inferior. Las buretas se gradúan
en mililitros y en décimas de mililitro a partir del cero, situado cerca del extremo superior.
La llave va seguida de una punta fina. Hay que leer las buretas de forma reproducible, y
su contenido debe verterse lentamente con el fin de obtener los mejores resultados. Es
necesario interpolar siempre las lecturas entre las graduaciones, con el objeto de obtener
exactitud de una cifra decimal más allá de las graduaciones.
Calibración del material volumétrico: Una característica importante de los buenos
analistas es su habilidad para obtener los mejores resultados posibles con sus
instrumentos. Por ello es recomendable que el alumno calibre su material. Esta práctica
además contribuye a mejorar la técnica para la manipulación del material volumétrico.
OBJETIVO
Que el alumno aprenda el uso correcto del material volumétrico, así como su calibración.
PROCEDIMIENTO
Calibración de una bureta de 50ml: En este procedimiento, se traza una gráfica
necesaria para convertir el volumen medido que se vierte con la bureta en volumen
verdadero vertido a 20 o C.
1.- Se llena una bureta con agua destilada y se expulsa cualquier burbuja de aire retenida
en la punta. Obsérvese que la bureta se vacíe sin dejar gotas adheridas a la pared. Si
este es el caso, se limpia la bureta con agua y jabón o se le deja sumergida con una
solución limpiadora a base de Ác. sulfúrico peroxidisulfato. Se ajusta el final del menisco
en 0.00ml o un poco abajo y se toca la pared interna de un vaso de precipitados con la
punta de la bureta para eliminar la gota de agua suspendida. Se deja la bureta en reposo
durante cinco minutos mientras se pesa un matraz de 125ml provisto de un tapón de

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goma sin tocar el matraz con los dedos. Si el nivel del líquido en la bureta ha cambiado,
se aprieta y se repite el procedimiento.
2.- Se vierten aproximadamente 10ml de agua (a un gasto menor de 20 ml/min) en el
matraz previamente pesado, y se tapa éste para evitar la evaporación. Se deja durante 30
segundos hasta que la película de líquido adherida a la pared escurra antes de efectuar la
lectura de la bureta. Todas las lecturas se estiman hasta el centésimo de ml más cercano.
Se pesa de nuevo el matraz y se determina la masa de agua transferida.
3.- Ahora se extraen de la bureta 10 a 20ml, y se mide la masa de agua desalojada. Se
repite el procedimiento para 30, 40 y 50ml. Después de terminar se repite el
procedimiento completo (10, 20, 30, 40 y 50ml).
4.-Se utiliza la tabla proporcionada por el profesor para convertir la masa de agua en
volumen vertido. Se repite cualquier juego de valores de correcciones de bureta cuya
concordancia no sea mejor que 0.04ml.
CÁLCULOS
- Se hace una gráfica de calibración donde se indique el factor de corrección para cada
intervalo de 10ml.
- Expresar los resultados en términos de la media y la desviación estándar.
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PREPARACION DE SOLUCIONES
SESIÓN 5
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INTRODUCCION
Una solución es una mezcla cuyos componentes son un solvente, el cuál está en
mayor proporción, y uno o varios solutos disueltos en el solvente, que se encuentran en
menor proporción.
El primer paso a observar es la solubilidad. La dispersión del soluto en el
disolvente implica cambios energéticos. Si el soluto reacciona químicamente con el
disolvente, éste se solvata, o bien, se hidroliza cuando se trata de agua como disolvente.
Estas reacciones de hidrólisis pueden producir cambios en la solución tales como
formación de precipitados, cambios de color o de pH. Estos cambios debemos tomarlos
en cuenta ya que pueden llevarnos a tener una solución en la que el soluto no sea la
especie química deseada.
Cuando en la preparación de una solución se requiere que el peso del soluto sea
exacto éste se realiza en una balanza analítica, sin embargo, durante esta operación
pueden presentarse errores como: efecto del empuje del aire y efecto de la temperatura.
Cuando se necesitan cantidades muy pequeñas de un sólido, se comete menos error en
la medición de un volumen que en la pesada de una masa muy pequeña.
Según la forma de expresar la concentración del soluto con relación a la del
disolvente, se utilizan los siguientes tipos de soluciones: molares (M), formales (F),
normales (N), porcentaje en peso (%P), porcentaje en volumen (%V), etc.
OBJETIVOS
1.- Preparar las disoluciones de reactivos de concentración específica que se utilizarán
en prácticas posteriores.
2.- El alumno:
-Observará la solubilidad de los reactivos a utilizar en solución acuosa
-Corroborará el efecto de la temperatura durante la operación de pesada
-Calculará las cantidades de reactivos que se necesitan para preparar disoluciones
molares y normales.
-Conocerá las molaridades de los ácidos concentrados de uso más frecuente en un
laboratorio químico.
-Efectuará correctamente la operación de preparación de disoluciones.
-Manipulará correctamente la balanza analítica y el material requerido para esta práctica.
MATERIAL Y REACTIVOS
Balanza analítica
Vidrio de reloj
Pipeta graduada
Varilla de vidrio
Embudo de vidrio
Vasos de precipitados
Matraces volumétricos
Piseta
Tubos de ensayo
Gradilla
Peachímetro
Etiquetas
Frascos limpios y secos
Los reactivos a utilizar y la cantidad de solución a preparar serán indicados por el
profesor.

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PROCEDIMIENTO
- En diferentes tubos de ensayo agregar 3 ml de agua destilada. Después añadir una
pequeña cantidad de soluto a utilizar para observar la solubilidad y medir el pH.
- Calentar 1 vaso de precipitados chico (50 ml) por equipo y pesarlo, posteriormente
dejarlo enfriar hasta temperatura ambiente y volver a pesar, anote sus observaciones
y conclusiones en su cuaderno de laboratorio.
- Calcule las cantidades de reactivos que se necesitan para preparar las soluciones
indicadas por el profesor.
- Preparar las disoluciones de ácidos de distintas concentraciones.
- Escoger un reactivo sólido y preparar la disolución:
1) Pesar por diferencia el reactivo sólido en el vidrio de reloj.
2) Transvasar el sólido del vidrio de reloj al matraz volumétrico, valiéndose de la
ayuda de un agitador y un embudo.
3) Disolver completamente el soluto con agua destilada.
4) Completar con agua destilada la capacidad del matraz volumétrico hasta la marca
de aforo.
5) Tapar el matraz y homogeneizar la disolución invirtiéndolo varias veces.
6) Transferir la disolución preparada a un frasco limpio y seco y etiquetarlo con el
nombre del reactivo, concentración, fecha de preparación, número de equipo y
sección que preparó la disolución.
- Una vez preparadas las disoluciones, colocar 1 ml de cada disolución en un tubo de
ensayo y medir su acidez o alcalinidad, anote sus resultados en el cuaderno de
laboratorio.
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TITULACIÓN ÁCIDO-BASE DE ESPECIES FUERTES
SESIÓN 7
INTRODUCCIÓN
Los métodos volumétricos basados en la neutralización comprenden la valoración
de los iones hidronio o hidróxido producidos directa o indirectamente por el analito. Los
métodos de neutralización tienen gran aplicación en el análisis químico.
La reacción de neutralización para especies fuertes es:
H + + OH - ======== H2O
Las soluciones patrón que se utilizan en las valoraciones de neutralización son
siempre ácidos o bases fuertes ya que estos reactivos, completamente ionizados,
producen cambios de pH más pronunciados en el punto de equivalencia de la valoración.
El reactivo ácido más común en los análisis volumétricos es el ácido clorhídrico.
Sus soluciones diluidas son estables indefinidamente. Una vez preparada la disolución se
valora frente a una base que sea un patrón primario.
El reactivo básico más común es el hidróxido de sodio , pero también se utilizan el
hidróxido de potasio y el hidróxido de bario. Ninguno de ellos se puede obtener con
pureza de patrón primario. Por lo que una vez preparada la disolución, hay que
estandarizarla.
OBJETIVO
Determinar la relación de las concentraciones de las soluciones de ácido fuerte o
base fuerte. Después de estandarizar cualquiera de las soluciones, la normalidad de la
otra se puede calcular a partir de esta relación.
MATERIAL Y REACTIVOS
Bureta HCl 0.1 N
Pinzas para bureta NaOH 0.1 N
Vidrio de reloj KHP
Agitador de vidrio Indicador fenolftaleína
Matraces Erlenmeyer
Vasos de precipitados
Probeta
Pipeta
Piseta
PROCEDIMIENTO
I. Estandarización de la solución de NaOH con KHP.- Coloque en un reciente limpio,
para pesar de 4 a 5 g KHP puro y seque la muestra en una estufa a 110 o C por lo menos
durante 1 hora. Enfríe el frasco y su contenido en un desecador. En una serie numerada
de 3 matraces Erlenmeyer pese 0.408 g de KHP. Registre el peso en su cuaderno de
laboratorio.
A cada matraz adicione 50 ml de agua destilada (recién hervida y a temperatura
ambiente) con una probeta y agite el matraz con suavidad hasta que la muestra se
disuelva. Agregue a cada matraz 2 gotas de fenolftaleína. Enjuague y llene una bureta
con la solución de NaOH. Titule la solución del primer matraz usando el NaOH hasta
alcanzar el primer color rosa permanente. Repita la titulación con las otras muestras y
registre todos los datos en su cuaderno de laboratorio.

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II. Determinación de la concentración relativa de la solución del HCl.- Enjuague 2
buretas limpias y llene una con la solución de HCl y otra con la solución de NaOH, baje el
nivel del líquido hasta el área graduada y registre la lectura inicial de cada bureta.
Ahora descargue 20 ml de la solución de HCl en un matraz Erlenmeyer limpio, y
registre la lectura de la bureta. Adicione 2 gotas del indicador fenolftaleína y 50 ml de
agua destilada con una probeta, lavando las paredes del matraz. Ahora deje caer en el
matraz la solución de NaOH estandarizada que está en la otra bureta, agitando el matraz
suavemente y dejando que se mezclen las soluciones. Para prevenir que se pase el punto
final, se nota que la coloración local rosa que aparece al hacer la gota de la bureta se
hace cada vez más persistente al ir progresando la titulación. Por último cuando el color
prevalece en toda la solución después de mezclar por completo, la titulación se detiene y
se registra la lectura de la bureta.
CALCULOS
Calcule la normalidad de la solución de NaOH para cada una de las
determinaciones. Promedie estos valores y calcule la desviación promedio. Por último
calcule la normalidad del HCl a partir de la normalidad de la solución de NaOH y de la
relación de volúmenes del ácido y de la base.
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TITULACIÓN ÁCIDO-BASE DE ESPECIES DÉBILES
SESIÓN 8
INTRODUCCIÓN
La reacción de neutralización de la valoración de un ácido débil con una base
fuerte es:
HA + OH - =========== A - + H2O
En la titulación de un ácido débil el pH inicial será más alto que el de un ácido
fuerte con la misma concentración molar. Además la relación [HA]/[A - ] al principio será
numéricamente grande, esto es, [HA]>>[A - ]. La primera adición de base puede causar que
la concentración de A - aumente en un orden de magnitud o más; el relativo descenso en
la concentración de HA, de otra parte será un pequeño porcentaje de su concentración
original. La consecuencia es que la relación [HA]/[A - ] sufrirá un marcado descenso. Por lo
tanto habrá un incremento proporcional del pH.
La valoración después entra en la región reguladora en que las concentraciones
molares de HA y A - son significativas.
La adición de base fuerte en la región próxima al punto de equivalencia causará un
cambio significativo, relativamente mayor en [HA], que es ahora pequeño, que en [A - ], que
es ahora grande. Como resultado la velocidad de disminución en la relación [HA]/[A - ]
aumentará en la medida que aumente el pH.
La especie predominante en el punto de equivalencia es A - , una base débil; la
solución será alcalina.
La valoración de una base débil con ácido fuerte es análoga a la de un ácido débil
con base fuerte, la reacción de neutralización es:
B + H + ========== BH +
Inicialmente se tiene B, después se añade un poco de ácido fuerte y parte de la
base se convierte en BH + y así comienza a aparecer la región amotiguadora. En el punto
de equivalencia predomina BH + que es un ácido débil que se hidroliza. Más allá de este
punto, la curva de titulación será igual a la de la titulación de una base fuerte.
OBJETIVO
Realizar la titulación del ácido acético y amoniaco con hidróxido de sodio estándar
y ácido clorhídrico estándar respectivamente.
MATERIAL Y REACTIVOS
Bureta HCl 0.1 N estándar
Pinzas para bureta NaOH 0.1 N estándar
Agitador de vidrio Indicador fenolftaleína
Matraces Erlenmeyer Indicador anaranjado de metilo
Vasos de precipitados Muestras a titular
Probeta
Pipeta
Piseta
PROCEDIMIENTO
Pipetear 10 ml de muestra y transvasar a un matraz Erlenmeyer, diluir con 50 ml de
agua destilada y agregue de 2 a 3 gotas de indicador y titule con la solución estándar
correspondiente hasta el vire del indicador. Repita la titulación con dos alícuotas
adicionales.

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CÁLCULOS
1.- Calcule los gramos de ácido acético por 100 ml de muestra. Suponiendo que la
densidad del ácido es 1.000 g/ml. ¿cuál es el porcentaje en peso del ácido?.
2.- Calcule el título del amoniaco al reaccionar con el ácido clorhídrico.
3.- Utilizando el titulo anterior, calcule los miligramos de amoniaco en la muestra.
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LABORATORIO DE QUÍMICA ANALÍTICA 1
DETERMINACIÓN DE LA Ka y Kb
SESIÓN 9
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INTRODUCCIÓN.- Cuando una o más especies químicas (reactivos) reaccionan en
determinadas condiciones para formar otras especies químicas (productos), se establece
una relación constante entre los productos formados y los reactivos iniciales. Esta relación
es la expresión del equilibrio químico que se establece durante la reacción.
El equilibrio químico de una reacción puede determinarse cuando ninguna de las
propiedades microscópicas observables del sistema estudiado (reactivos y productos)
varía apreciablemente con el tiempo, es decir, cuando no haya más cambios químicos, no
transferencia de energía observables
Para una reacción general tal como:
aA + bB cC + dD
Donde A y B son los reactivos; C y D los productos, y a, b, c y d los coeficientes
estequiométricos de la reacción balanceada, se puede expresar matemáticamente la ley
del equilibrio químico en términos de concentración molar:
[ C ] c [ D ] d
Keq = --------------------
[ A ] a [ B ] b
Donde ( Keq) es la constante del equilibrio
El equilibrio químico depende en primer lugar de la naturaleza química de las sustancias
que intervienen en la reacción química, pero su valor puede ser afectado por la
temperatura, la presión, los catalizadores, los solventes, las sustancias extrañas, el pH, la
fuerza iónica y otros factores. En todos los casos hay que considerar que las sustancias
insolubles no intervienen en la expresión del equilibrio químico.
El solvente más común que se usa en los experimentos para determinar el equilibrio
químico iónico es el agua, cuya constante de equilibrio es igual a:
[ H 3 O + ] [ OH - ]
Keq = -------------------------
[ H 2 O ] 2
OBJETIVO: Determinar la constante de ionización de una solución acuosa de ácido
acético y la constante de ionización del hidróxido de amonio por hidrólisis del cloruro de
amonio
MATERIALES Y EQUIPO SUSTANCIAS
10 tubos de ensayo de 29 x 200 mm
2 buretas de 50 ml
varillas de vidrio
gradillas
Papel indicador pH
Solución de ac. Acético 0.2 M
Solución de acetato de sodio 0.2 M
Solución de cloruro de amonio 1 M

PROCEDIMIENTO
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I.- DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN DEL ACIDO
ACETICO
1.- Tome 5 tubos de ensayo grandes, secos y limpios, márquelos; A, B, C, D y E y
colóquelos en orden en la gradilla
2.- En cada tubo ponga las cantidades de las soluciones de ác. Acético 0.2 M y de acetato
de sodio 0.2 M indicadas en la tabla siguiente. Mida los volúmenes exactamente,, usando
una bureta y agite cada tubo con la varilla de vidrio.
Tubos CH 3 COO Na 0.2 M CH 3 COOH 0.2 M
A 8 ml 2 ml
B 7 ml 3 ml
C 6 ml 4 ml
D 4 ml 6 ml
E 3 ml 7 ml
3.- Calcule la concentración molar corregida del ácido acético y del acetato de sodio en
cada una de las soluciones obtenidas, utilizando la ecuación siguiente:
V inicial en ml
[ C corregida ] = [ C inicial ] ---------------------------
V total en ml
Anote sus resultados en la tabla
tubos [ ác, acético ] [ acetato de sodio ] [acetato de sodio]
log ----------------------------
[ ác.acético ]
A
B
C
D
E
4.- Anote la temperatura ambiente ___________ºC
5.- Con una varilla de vidrio humedezca el papel indicador y anote los valores del pH de
cada una de las soluciones:
Tubos pH
A
B
C
D
E

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6.- Sabiendo que la constante de disociación del ácido acético es igual a:
[ CH 3 COO - ] [ H 3 O + ]
Ka = ---------------------------------------------
[ CH 3 COOH ]
y recordando que pH = - log [H 3 O + ] y que pKa = - log Ka calcule la pKa para cada tubo
utilizando la ecuación siguiente…
[ acetato de sodio ]
pH = pKa + log ------------------------------
[ ácido acético ]
Anote sus resultados en la tabla:
Constante de disociación del ácido acético a temperatura ambiente:
Tubos Pka Ka ( moles / litro )
A
B
C
D
E
Valor promedio de pKa = _________
Valor promedio de Ka = _________ moles / litro
II.- DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE IONIZACIÓN DEL HIDRÓXIDO
DE AMONIO POR HIDRÓLISIS DEL CLORURO DE AMONIO.
1.- Tome 5 tubos de ensayo, secos y limpios, márquelos A, B, C, D, E, y colóquelos en
orden en la gradilla.
2.- En cada tubo vierta las cantidades de la solución de NH 4 Cl 1 M y de agua indicadas
en la tabla. Efectúe las mediciones de volumen usando una bureta, agite con una varilla
de vidrio.
Tubos NH 4 Cl 1 M H 2 O
A 10 ml 10 ml
B 8 ml 12 ml
C 6 ml 14 ml
D 4 ml 16 ml
E 2 ml 18 ml
3.- Calcule la concentración molar corregida de NH 4 Cl en cada una de las soluciones,
mida su pH utilizando el papel pH indicador de escala corta de pH y deduzca el
valor de [ H 3 O + ]. Efectúe los calculos para cada tubo
Anote sus resultados en la tabla siguiente

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Tubos NH 4 Cl moles / litro pH [ H 3 O + ]
A
B
C
D
E
4.- Anote la temperatura ambiente ___________ºC
5.- Sabiendo que la hidrólisis del ión amonio se realiza según la ecuación siguiente:
NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O +
Se deduce que su constante de hidrólisis ( Kh ) es igual Kw
[ NH 3 ] [ H 3 O + ] [ NH 3 ] [ H 3 O + ] [OH - ]
Kh = ---------------------------- = --------------------------------------------
[ NH 4 + ] [ NH 4 + ] [ OH - ]
Donde Kw es la constante de ionización del agua y Kb la constante de ionización del
hidróxido de amonio. Calcule la constante de ionización del hidróxido de amonio, Kb,
utilizando los datos de la tabla y la ecuación.
Anote sus resultados en la tabla
Tubo Kb moles / litro
1
2
3
4
5
Valor promedio de la Kb _________________ moles / litro

IV.-BIBLIOGRAFÍA
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Q.F.B
-Varios autores. Química General. Facultad de Química de la UNAM. Ed. SITESA
-Ayres G. H. Análisis Químico Cuantitativo. Ed. Harla.
-Skoog H. West D. Introducción a la Química Analítica. Ed. McGraw-Hill
-Daniel C. Harris. Análisis Químico Cuantitativo . Ed. Grupo Editorial Iberoamérica.
-J. Rivas R., F. Villarrreal G., D. Butruille, Experimentos de Química, Trillas
-R. A. Day, Jr., A. L. Underwood. Química Analítica Cuantitativa. Prentice Hall.