Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es imprescindible conocer qué es un equilibro químico y por qué se produce.

Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Estudios Superiores Zaragoza

Ingeniería Química

Laboratorio de Ciencia Básica II

Titulación potenciométrica

López Carrillo Andrea
Rodríguez Juárez Alejandro

Equipo: 6

Grupo: 4205

Resumen.

En este informe experimental se encontrará un análisis acerca de la valoración potenciométrica de C2H3O2H con NaOH, después de haber valorado previamente 7 veces el NaOH con C8H5KO4 para conocer su concentración. La valoración potenciométrica se realizó 3 veces para poder tener un margen de error, y se le fue agregando mililitro por mililitro el NaOH en el ácido acético y midiendo el PH por cada mL adicionado, hasta que la reacción llegue mínimo a un PH de 7.

Introducción.

Las concentraciones que existen cuando un sistema químico alcanza su equilibrio reflejan tendencia intrínseca de los átomos a existir bien sea como moléculas de reaccionantes o bien como moléculas de productos. Por eso, al aprender a describir cuantitativamente el estado de equilibrio, seremos capaces de  reemplazar razonamientos cualitativos acerca de la tendencia de una reacción a proseguir por expresiones definidas y numéricas del grado de conversión de reaccionantes a productos.

Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es imprescindible conocer qué es un equilibro químico y por qué se produce.

Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reaccionantes reaccionan dando lugar a los productos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reaccionantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a. la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reaccionantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avance por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQUILIBRIO QUÍMICO. Es importante notar que el equilibrio se establece no por el hecho de que la reacción haya cesado sino como resultado del desarrollo simultáneo y con igual velocidad de las reacciones directa e indirecta.

Hay factores que van a afectar de manera indirecta o directa una reacción dentro de las cuales son:

             1.- Temperatura
            2.- Presión
            3.- Volumen
            4.- Concentración

Es evidente que para que las velocidades tiendan a igualarse la velocidad directa disminuye y la velocidad inversa, por contra, aumenta a medida que transcurre la reacción. Esto ocurre porque la velocidad de una reacción es función de la concentración de sus reaccionantes: a medida que transcurre la reacción, la concentración de los reaccionantes va disminuyendo (y, por tanto, su velocidad directa) y la concentración de productos va aumentando (y, por tanto, su velocidad inversa).

La velocidad de una reacción, y por tanto el equilibrio químico, también es función de la temperatura. Efectivamente, una variación de temperatura afecta de forma desigual a las velocidades directa e inversa en función si dichas reacciones son endotérmicas o exotérmicas: frente a un incremento de calor la velocidad de una reacción endotérmica aumenta más rápidamente que la de una exotérmica (esto último constituye, en definitiva, una aplicación del Principio de Le Châtelier. Supongamos la reacción exotérmica: A + B D C + D + q; siendo q el desprendimiento de calor. Al suministrar calor la reacción se desplaza hacia la izquierda).

El siguiente paso consiste en traducir al lenguaje matemático lo expuesto hasta ahora de forma cualitativa. Para ello, supongamos la reacción:

a A+b B D  c C+d D

La condición de equilibrio, tal como hemos definido en los párrafos anteriores, es aquella en que las velocidades de reacción en un sentido y otro son iguales, por tanto:

K1[A]a [B]a  = K2[C]c [D]d

en donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y los productos.

Reordenando convenientemente los términos de la anterior expresión matemática, resulta que:

K1 / K2  = [C]c [D]d / [A]a [B]a

La relación K1 / K2 es una constante (siempre que se trabaje a la misma temperatura; esto es, a 20ºC esta relación tiene un valor y a 80ºC tiene otro) que nos puede servir como criterio cualitativo de equilibrio. A esta relación le daremos el nombre de Keq (Constante de Equilibrio); por tanto, K1 / K2 = Keq.

En función del tipo de reacción de la que tratemos: ácido-base, redox o de formación de complejos; hablaremos de un tipo de equilibrio o de otro, y el aparato matemático con el cual se abordan cuantitativamente.

El planteamiento del problema en este experimento menciona que ¿Cuál será la constante de equilibrio de una valoración de un ácido débil y una base fuerte?

El objetivo consta de la determinación de la constante de equilibrio del ácido acético con hidróxido de sodio.

La hipótesis menciona que si se conoce la concentración de NaOH se podrá conocer el equilibrio de la reacción de acuerdo con el PH.

Materiales:

• Bureta 50 mL
• 3 matraces de 25 mL
• Embudo talle largo
• Soporte universal
• Placa de agitación
• Ácido acético
• Hidróxido de sodio
• Soluciones buffer
• Vaso de precipitados 100 mL
• Vaso precipitado 10 mL
• Potenciómetro

Método:

1.- Secar el biftalato de potasio.

2.- Pesar 0.2042 g para cada alícuota.

3.- Realizar la valoración del hidróxido de sodio, diluido al 0.01 mol de NaOH en 100 mL de agua.

4.- Ya que se valoró el hidróxido de sodio realizar los cálculos estequiometricos para saber la concentración de ácido acético.

5.- Realizar los cálculos de la constante de equilibrio con las concentraciones obtenidas del cálculo estequiometrico.

6.- Realizar la valoración potenciométrica del ácido acético con el hidróxido de sodio, calibre el equipo con las soluciones buffer.

7.- Realizar la valoración potenciométrica dejando en la bureta el hidróxido de sodio y en el matraz 10 mL de ácido acético, al 0.01 mol para su valoración, dejar caer cada un mililitro y medir el ph, en el ph 5 dejarlo cada 0.1 mL y medir el ph, repetir 3 veces.

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