Equilibrio Ionico

Al titular la solución de ácido acético con la solución de hidróxido de sodio, se observa como varía el pH de acuerdo al volumen de base añadido (tabla nro.5). Inicialmente el pH fue muy bajo, ya que la solución contiene solo un ácido débil diluido y por lo tanto el pH depende de la ionización del ácido. Luego se puede notar que el cambio del pH fue pequeño hasta llegar al punto de equivalencia (neutralización) [pH=8.76,] (tabla nro. 5); y esto se debe a que la cantidad de base añadida no es suficiente para que la reacción se complete, además de que la solución contiene la sal que se ha formado en la reacción y el ácido que no ha reaccionado, esta solución es un buffer. Este buffer mantiene el pH casi constante por lo que se va aproximando a la neutralidad sin cambios bruscos. Al alcanzar el punto de equivalencia la solución solo contiene la sal formada que tiene el anión de un ácido débil (CH₃COONa); y en el mismo la disolución es básica, al sufrir hidrólisis el anión acetato de la sal, pues proviene de un ácido débil y una base fuerte; este punto se produce a pH >7. Después del punto de equivalencia hay exceso de base, es decir, la solución contiene CH₃COONa y el exceso de NaOH, por lo que la disolución es más básica. Una vez neutralizado el ácido solo basta con añadir pequeños volúmenes de NaOH para obtener un incremento brusco en el pH [8.76 a 12.24,] (tabla nro. 5). Los valores de pH reflejados en la tabla nro. 5 se encuentran graficados en la figura 6; esta gráfica tiene mucha similitud con la gráfica teórica que se puede observar en la figura 6, ya que ambas siguen el mismo comportamiento sigmoidal. También se puede observar en la gráfica # 6 el comportamiento que sigue el ácido acético y el comportamiento del ácido clorhídrico; las diferencias que presentan se deben a que uno es un ácido débil y no se disocia completamente; además de que su pH es más débil o más alto en comparación con otros ácidos; y el otro es un ácido fuerte, este se disocia totalmente o casi en su totalidad, y el pH de estos ácidos es bajo. Al realizar los cálculos del kps para el acetato de plata [Kps=5,57x10-4] (tabla nro.6); se puede visualizar como disminuye la masa de cobre obtenida al final (mfCu=0.5209) (tabla nro. 4), de la experiencia con respecto a la masa inicial (miCu=0,5284) (tabla nro. 4), esto se debe a que el Cu metálico reacciona con el Ag disociado precipitando la plata en la superficie del cobre; obteniendo una coloración azul característica del ion (Cu⁺³) en solución. Al calcular del ka para el ácido acético se obtuvo un valor de 1.94x10⁻⁷ con un error porcentual de 98,88% con respecto al ka teórico [Ka=1.75x10⁻⁵] (tabla nro. 6), esto probablemente se debe a que el pHmetro no estaba bien calibrado a la hora de hacer las mediciones del pH de la solución, ya que se observó al inicio de la practica lecturas de pH alejadas de los valores esperados; así como

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