DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO DÉBIL

1. RESUMEN

En la práctica “DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UN ÁCIDO DÉBIL” se llevó a cabo la titulación de ácido acético (ácido débil) con hidróxido de sodio (base fuerte) estandarizado con ftalato ácido de potasio, con el fin de calcular el cambio de pH (utilizando un potenciómetro calibrado) que sufría la solución de ácido al agregar cierta cantidad de mililitros de la solución de base, ya que a partir de estos datos se pudo calcular el punto de equivalencia mediante los métodos de: estequiometria, primera y segunda derivada; las gráficas de los dos últimos métodos no fueron simétricas lo cual significa hubo un error de titulación, ya que las concentraciones de ambas soluciones variaban significativamente, por ejemplo: la solución CH3COOH era 1M en 50 mL mientras la solución de NaOH era 0.1M en 250 mL, dicha variación de concentración provocó que los mililitros gastados de base fueran mayor de lo esperado teóricamente, ya que se contaba con una alícuota de 10mL.

Sin embargo la constante de equilibrio del ácido débil fue calculada a partir del punto de equivalencia en la cual de igual manera se tomó en cuenta la concentración de la solución ya neutralizada. Se considera que el clima en el que se llevó a cabo la práctica pudo diferir en los resultados obtenidos.

La práctica fue realizada bajo las condiciones de 10°C a 0.84 at

1. OBJETIVOS

1. Objetivo especifico

Determinar el valor de la constante de equilibrio y pKa, neutralizando un ácido débil, tomando como base métodos gráficos.

1. Objetivo generales

1. Calcular el punto de equivalencia utilizando los métodos de la primera y segunda derivada y por estequiometria
2. Calcular las constante pKa utilizando métodos gráficos como el de la segunda y primera derivada y estequiométricamente.
3. Determinar qué valor de pKa es el más exacto y cercano al pKa teórico del ácido acético

1. MARCO TEORICO

3.1 _Ácidos y Bases

Una reacción acido-base o reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base obteniendo como producto una sal y agua. Gilbert Lewis descubrió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par.^[1] 

3.2 ¿Qué es el pH?

El pH indica la forma precisa de acidez o basicidad de una sustancia. Un indicador de pH permite medir el pH de un medio, se utilizan como indicador de las sustancias que cambias de color al cambiar su pH.

3.3 ¿Qué es un indicador?

Un indicador es un colorante orgánico que cambia de color según están en presencia de una sustancia ácida o básica.

• Rosado          Ácido
• Azul                 Neutro
• Verde         Básico

3.4 Fuerza de los ácidos y las bases

Los ácidos pueden dividirse en fuertes y débiles. Las moléculas de los ácidos se disocian en forma prácticamente total al ser disueltos en agua. Las bases débiles solo ionizan una pequeña proporción de sus moléculas. Las bases fuertes se disocian completamente en la solución y las bases débiles no ionizan por completo

3.5 Constantes Keq, Ka y Kb  

• Constante de equilibrio Keq: Se utiliza cuando la disolución acuosa se encuentra diluida y la concentración del agua se mantienen constante.
• Ka y Kb: Ka, es conocida como la constante de disociación, ionización o acidez. A mayor valor de Ka mayor es la fuerza del ácido. La constante Kb es la constante de ionización de las bases midiendo sus fuerzas.
• Los ácidos o bases fuertes, no tienen constante de disociación por lo que están totalmente disociados de manera que para calcular el pH se necesita solamente considerar el equilibrio.^[2]

3.6 Volumetría

En la volumetría se añade lentamente la disolución patrón desde una bureta a una disolución de analito, situado en el Erlenmeyer, hasta que se completa la reacción entre los dos. A partir de la cantidad de patrón necesaria para completar la reacción se puede calcular la cantidad de analito presente.

3.7 Punto de equivalencia

Punto de equivalencia se le denomina a un punto teórico imposible de determinar experimentalmente. Se estima el punto de equivalencia al observar el cambio físico provocado por la desaparición del analito o aparición de exceso de valorante; conociendo el punto final.^[3] 

3.7.1 Metodos para la determinación del punto de equivalencia

Son métodos para la estimación del punto final para una valoración más fácil de utilizar

• Método de la derivada de pH con respecto al volumen adicionado (∆pH/∆V): Debe presentar un valor máximo para el punto de inflexión de la curva pH vs V.[pic 1]

IMAGEN: Gráfica de primera derivada

FUENTE:http://apuntescientificos.org/imagenes_fq/UVM/Volumetria/derivada01.JPG

• Metodo de la segunda derivada del pH con respecto a Volumen  (∆pH/∆V)/∆V: debe alcanzar un valor cero en el punto de equivalencia de la valoración.[pic 2]

IMAGEN 2: Gráfica de la segunda derivada

FEUNTE: http://apuntescientificos.org/imagenes_fq/UVM/Volumetria/segunda.JPG

• Método de Gran: Se basa en el ajuste mediante mínimos cuadrados de la recta resultante de representar la función de Gran frente al volumen de base adicionada [pic 3]

IMAGEN 3: Metodo de Gran

FUENTE:https://encryptedtbn2.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcRfBMntRi7CFngiEh2THv4MJIg6uls_G1wggdeexad9rETPPzRR

• Métodos de las tangentes: uno de los más utilizados, al igual que el de la primera derivada.

[pic 4]

IMAGEN 4: Método de la tangente

FUENTE: https://encrypted-tbn3.gstatic.com/images?q=tbn:ANd9GcQmdPmSF-9yuUHuYtPBGHZmFv_wUCwHR_hDg6EpPfMTpdv3uO6k3w

3.8 Reacción de neutralización:

Reacción de neutralización es aquella en l cal reacciona un ácido con una base. Se considera como una reacción de doble desplazamiento en la que el ion hidrógeno de ácido se combina con el ion hidróxido de la base para formar agua. El único caso en el cual no se puede formar agua es en la combinación de un oxido de un no metal con un oxido de un metal. Cuando una base y un ácido reaccionan entre sí, el pH de la solución resultante no necesariamente debe de ser cero.

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