Constante De Equilibrio Acido Debil

RESUMEN

Se tuvo como objetivo general en la práctica determinar la constante de acidez y el punto de equivalencia de un ácido débil a través de métodos gráficos. Para esto, se preparó una solución de NaOH a 0,1 molar, la cual se estandarizó con un patrón primario de ftalato de potasio a la misma concentración, luego con esta misma solución de NaOH se tituló una solución de ácido acético, añadiendo, de acuerdo a la tabla lV, ciertos volúmenes de la solución. Para cada corrida que se realizó, se midió el pH con un potenciómetro y se anotó. Posteriormente con los datos experimentales obtenidos se graficó una curva de titulación, de la cual se obtuvo la gráfica de la primera y segunda derivada.

Con estas tres graficas se calculó, por medio del método de círculos concéntricos, de primera y segunda derivada, y de acuerdo a los pH experimentales se determinó el punto de equilibrio. Para determinar las constantes de acidez se tomó los valores de pH entre dos y luego se convirtió de escala logarítmica a escala normal. Las gráficas nos dieron como puntos de equivalencia 9,7 y 6,9 y las constantes de acidez 1,41254E-05, 3,54813E-04 y 1,1220E-4.Se trabajó a una temperatura de 20,6°C y una presión de 0,83 atm según INSIVUMEH.

OBJETIVOS

General:

Determinar la constante de acidez y punto de equivalencia de un ácido débil.

Específicos:

Determinar la constante de acidez y el punto de equivalencia de un ácido débil mediante métodos gráficos.

Comparar las constantes de acidez experimentales contra la constante de acidez teórica.

MARCO TEORICO

3.1 Constante de acidez

Una constante de disociación ácida, Ka, también conocida como constante de acidez es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido en solución. En una reacción conocida como disociación en el contexto de reacciones ácido-base también es una constante. El equilibrio puede escribirse como:

HA↔H^++A^-

Donde HA es un ácido genérico que se disocia en A- conocida como base conjugada del ácido, y el ión hidrógeno o protón H+, que en el caso de soluciones acuosas, existe como un ión hidronio solvatado. La constante de disociación se escribe normalmente como un cociente de las concentraciones de equilibrio,

Ka= [A^- ][H^+ ]/([HA])

3.2 Ácidos débiles

Un ácido débil es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H+ al medio, pero también es capaz de aceptarlos. En una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociara en iones positivos H+ y negativos A-. Cuanto mayor valor es Ka, más favorece la formación de iones H+, y más bajo es el pH de la disolución. La Ka varía entre 1,80E-16 y 55,50.

3.3 Bases Fuertes

Se le llama base fuerte a aquella que se disocia de forma completa cuando se disuelve en agua aportando la máxima cantidad de iones OH- posibles, en condiciones de temperatura y presión constantes. La disociación de bases fuertes hidroxílicas puede representarse de la siguiente manera:

BOH↔B^++〖OH〗^-

3.4 Valoración Ácido-Base

Las valoraciones ácido-base, como ya se ha comentado, hace referencia a la determinación de la concentración de un ácido o una base que se encuentra en disolución, partiendo de una concentración de valor conocido de otro ácido o base, basándose siempre en las reacciones de neutralización.

El nombre que se le da a la reacción de neutralización no implica que dichosa solución obtenida sea única y exclusivamente neutra, o lo que es lo mismo, que tenga un pH=7, pues el pH dependerá de la posible hidrólisis que se llevo a cabo de la sal que se forme en la reacción en cuestión. El punto equivalencia en la valoración de un ácido débil y una base fuerte, se produce cuando el pH tiene un valor mayor que 7.

3.5 pH

El pH o potencial de hidrógeno es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución. El pH indica la concentración de iones hidronio [H3+] presentes en determinadas sustancias. La sigla significa potencial de hidrógeno. Este término fue acuñado por el químico danés Sorensen quien lo definió como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los iones hidrógeno. La escala de pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo acidas las disoluciones con pH menores que 7 y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH igual a 7 indica la neutralidad de la solución cuando el disolvente es agua. El pH se encuentra así:

pH= -log⁡[a H_3 O]

3.6 Aplicación

El uso del pH es muy importante sobre todo en la industria química y la alimentaria porque hay muchos procesos en la cadena de fabricación que ocurren reacciones químicas que se dan si el pH es el adecuado. Un ejemplo podría ser el caso de la fermentación de la leche para elaborar quesos o yogures, como hoy en día somos millones de personas tienen que acelerar el proceso para que el mercado no se quede sin estos productos, con lo cual utilizan ciertas levaduras que bajo determinadas condiciones de temperatura, pH y otros parámetros importantes; logran acelerar o retardar el proceso de fermentación y producción de éstos productos.

MARCO METODOLÓGICO

Se armó la estructura universal colocándole en la parte superior unas pinzas.

Se preparó una solución de NaOH (hidróxido de sodio) a 0,1 M en 110 mL.

Se preparó una solución primaria de C8H5KO4(ftalato de potasio)a 0,1 M.

Se vertió una alícuota de 10 mL de ftalato de potasio en un earlenmeyer.

Se agregó 3 gotas de fenolftaleína al earlenmeyer.

Se vertió una alícuota de 25 mL de NaOH en una bureta.

Se estandarizó la solución de NaOH.

Se preparó una solución de CH3COOH (ácido acético) a 0,1 M en 50 mL.

Se vertió una alícuota de 10 mL de la solución CH3COOH.

Se vertió una alícuota de 30 mL de NaOH en una bureta.

Se agregó 3 gotas de fenolftaleína al earlenmeyer.

Se calibró el potenciómetro con agua destilada.

Se midió el pH inicial de la solución CH3COOH.

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