Reporte No. 1 (Determinación de La Constante de Equilibrio de Un Ácido Débil)

Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de Ingeniería Química Área de Química Laboratorio de Análisis Cualitativo Impartido por: Ing. Adrián Antonio Soberanis Ibáñez

Determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil

Nombre: Pablo José Rosales Pineda Carné: 2012 12618 Guatemala, 19 de Agosto del 2013 1

INDICE

Carátula

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Índice

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Resumen

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Objetivos

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Marco Teórico

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Marco Metodológico

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Resultados

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Interpretación de Resultados

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Conclusiones

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Bibliografía

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Muestra de Cálculo

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Datos Calculados

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RESUMEN

La constante de acidez, se refiere a la fuerza de un ácido en una reacción, en este caso específico, de un ácido débil, fue el objetivo de esta primera práctica Para la determinación de los valores experimentales de la constante de equilibrio Ka (Constante de Acidez) de un ácido débil, siendo el ácido acético (CH3COOH), se trabajaron con diversos métodos gráficos para la determinación de este, cada uno con sus condiciones propias. Con datos iniciales, cuales el potencial de hidrogeno (pH) de la solución, en el momento preciso en el cual se iba añadiendo un mL de titulante,

el Hidróxido de Potasio (KOH) y así

sucesivamente, para poder tener las ordenadas y abscisas de las gráficas que fueron herramienta para el encuentro del Ka. Encontrándose valores de pH en puntos de equivalencia (puntos de inflexión) y con concentraciones descritas más adelante, además, se trabajó, además con un modelo matemático. Encontrando valores de pKA experimentales (véase tabla II) y relacionándolos con valores teóricos, esto en orden de determinar, cuál de estos –cuatro- métodos gráficos y el método matemático, sería más exacto. Las condiciones bajo las cuales se realizó la práctica de laboratorio fueron de 20.7 ºC para la temperatura ambiente y con una presión atmosférica de 0.842 atm.

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OBJETIVOS

Objetivo General Determinar la constante del equilibrio de acidez y el pKa de un ácido débil, a partir de valores experimentales de potencial de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte.

Objetivos Específicos 1. Aplicar diversos métodos gráficos, así como el típico método matemático, en orden de encontrar la constante de acidez del Ácido Acético. 2. Determinar el punto de inflexión y el punto de equivalencia, a partir de las gráficas utilizadas y calcular la constante de equilibrio experimental Ka, a partir de estos puntos. 3. Calcular Ka a partir del potencial de hidrogeno indicado por el punto de inflexión, graficándose en una curva de titulación pH vs. mL de titulante agregado. 4. Comparar el porcentaje de error de cada método con respecto a valores teóricos.

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1. MARCO TEÓRICO 1.1 Ácido y bases En 1887, Svanté Arrhenius, propuso que un electrolito se disocia en iones en solución acuosa. Un ácido, fue definido como una sustancia que se disocia en agua y que produce iones H+ (ac) en solución acuosa; y una base, es una sustancia que contiene iones de hidróxido OH-, o que se disuelve en agua para producir iones de hidróxido hidratados OH- (ac) en solución acuosa. Todos los iones están hidratados en solución acuosa. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua.

El concepto de Arrhenius está seriamente limitado por su énfasis en el agua y en reacciones en solución acuosa.

En 1923, Johanes Bronsted y Thomas Lowry, propusieron que: un ácido es una sustancia que puede donar un protón y, una base es una sustancia que puede aceptar un protón. Las sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases se llaman: anfipróticas. En términos de Bronsted, la fuerza de un ácido se determina por su tendencia para donar protones, y viceversa la fuerza de la base, a la tendencia de aceptarlos.

De lo anterior se deduce que, mientras más fuerte es el ácido, más débil será la base conjugada.

En 1938, Gilbert N. Lewis, definió a la base como sustancia que posee un par de electrones sin compartir, con el cual puede formar enlaces covalentes. Y un ácido es una sustancia que puede formar un enlace covalente aceptando un par de electrones de la base.

Volviendo a los principios de Arrhenius sobre el concepto del agua, pudieron utilizar para diseñar esquemas ácido-base para muchos disolventes. En un 5

sistema de disolventes, un ácido es una sustancia que le da al catión la característica del disolvente, y una base es una sustancia que le da al anión la característica del disolvente.

Los hidróxidos insolubles, sin embargo, reaccionan como bases con los ácidos. Así, la reacción de un ácido y una base, es una reacción de neutralización, produce el disolvente como uno de sus productos, es decir, que es una reacción de metátesis en la cual se produce agua. H+ (ac) + OH- (ac) - H2O

1.2 Análisis volumétrico El análisis volumétrico es el que depende de la medida del volumen de una solución que tiene una concentración exactamente conocida.

Se usa un procedimiento llamado titulación o estandarización. En una titulación una solución de concentración conocida llamada solución estándar o solución patrón, se agrega al volumen medido de una solución de concentración desconocida, hasta que la reacción sea completa.

La solución patrón, siendo el titulante, se coloca en un tubo graduado llamado bureta, desde la cual, se descarga de una manera controlada sobre un volumen medido de la solución desconocida, o una masa de peso conocido de un sólido desconocido disuelto en agua, llamado analito, se colocan en el recipiente junto con pocas gotas de una sustancia conocida como indicador (de pH). La solución patrón de la bureta se agrega lentamente hasta que el indicador cambie de color. Durante el proceso de adición, el contenido del recipiente se mantiene homogéneo agitándolo.

En el punto de equivalencia, que está indicado por el cambio del color del indicador, se han utilizado cantidades equivalentes de los dos reactivos. Se lee, 6

por consiguiente, el volumen descargado de la solución patrón utilizado en la solución.

Se usan tres tipos de análisis volumétrico. Se basan en reacciones de precipitación, neutralizaciones ácido-base y reacción de óxido-reducción.

1.3 Puntos de equivalencia El punto de equivalencia de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valor ante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir, esta reacciona exactamente con ella. El punto de equivalencia es el punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base o viceversa. El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.

1.5 pH La concentración de (H+)(ac) en solución se puede expresar en términos de la escala de pH. El logaritmo común de un número es la potencia a la cual debe elevarse 10 para obtener el número, debido a que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia son números muy pequeños, se utilizó el logaritmo. . El pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno

1.6 pOH El pOH de una solución se define en los mismos términos, con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido.

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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-. El pOH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido

A partir de las definiciones de pH y pOH, obtenemos: ( pH + pOH = 14.00 ) Esta ecuación constituye otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion H+ y la concentración del ion OH -.

1.7 Fuerza de los ácidos y bases Aunque un ácido se puede definir con cualquiera de las definiciones descritas anteriormente, la fuerza de un ácido usualmente se define con los conceptos de Arrhenius. Un ácido fuerte es aquel que presenta una alta disociación, en su generalidad completa, y produce iones H+ y aniones. Un ácido débil se disocia parcialmente, por lo que presenta una constate de disociación relativamente pequeña, Ka, mientras que la constante de acidez de un ácido fuerte tiene un valor alto. Las bases se definen de manera similar. Por ejemplo, se consideran sustancias fuertes aquellas con Ka>E-2, débiles a menores que este punto y muy débiles a aquellas con Ka