La práctica de laboratorio “Determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil”

ÍNDICE

1. RESUMEN

 La práctica de laboratorio “Determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil”, se utilizaron soluciones de hidróxido de sodio y ácido acético, con el objetivo de obtener los valores respectivos de la constante de equilibrio mediante un proceso de titulación.

Para la titulación, se utilizó la solución de hidróxido de sodio como titulante, mientras que el ácido acético se utilizó como analito. Se midió el pH respectivo para cada volumen agregado, para obtener el punto de equivalencia de la titulación por los métodos de: curva de titulación, primera derivada y segunda derivada.

Se determinó que el método más exacto para obtener el punto de equivalencia y el valor de la constante de equilibrio fue el de la primera derivada, el cual presentó un error del 0.33%.

Se trabajó a 21°C  de temperatura y a 0.84 atm de presión.

1. OBJETIVOS

1. Objetivo General

Determinar el valor de la constante de equilibrio del ácido acético.

1. Objetivos Específicos

1. Determinar los valores de la constante de equilibrio (Ka) a mediante de los métodos: curva titulación, primera y segunda derivada.
2. Calcular el error del volumen en el punto de equivalencia los métodos de: curva de titulación, estequiometria, primera y segunda derivada.
3. Determinar que método es más exacto para obtener el punto de equivalencia de la titulación entre el hidróxido de sodio y ácido acético.
4. Determinar el coeficiente de correlación del método de curva de titulación.

1. MARCO TEÓRICO

1. Teoría Ácido-Base de Brønsted-Lowry

         La teoría de Brønsted-Lowry establece que los ácidos son sustancias capaces de donar protones, mientras que las bases son capaces de aceptarlos.

        Un ácido puede comportarse como tal, únicamente en presencia de una sustancia alcalina distinta a la derivada directamente de sí mismo debido a la pérdida del protón. De la misma manera una base se comporta como tal solo en la presencia de una sustancia capaz de donar protones. La relación entre bases y ácidos se establece en el equilibrio químico.[1] 

        La fuerza que presentan los ácidos depende de su tendencia mayor o menor a ceder los protones. Por lo cual, un ácido débil al momento de disociarse forma una base conjugada, debido a que no se disocia por completo.

1. Constante de Equilibrio de un Ácido

Se describe como una medida cualitativa de la fuerza que presenta un ácido en una solución. La constante de equilibrio, también se denomina como disociación el contexto ácido-base. Además es un valor fijo para una reacción dada. Esta describe  el cociente de las concentraciones en equilibrio.

La constante de equilibrio se mantiene constante aunque se cambien las concentraciones ya sea de cualquier reactivo, sin embargo es afectada por la temperatura. Su magnitud indica hasta qué grado ha sucedido la reacción, si k>1, se favorece la formación de productos, si k<1solo se forman pequeñas cantidades de producto. Por lo que, para un ácido fuerte la constante de equilibrio (Ka) tenderá hacia el infinito.

        [pic 1]

1. Potencial de Hidrógeno (pH)

El potencial de hidrogeno es una medida de acidez o alcalinidad que presenta una solución. Esta medida indica las concentraciones de iones hidronio [H+] que se encuentran presentes en una solución acuosa.

En una solución acuosa  a 25 °C la escala de pH varía típicamente de 1-14. Las soluciones que presentan un pH menor a 7 son ácidas, mientras que las soluciones con pH mayor a 7 son básicas. [2] Sin embargo, el pH varía respecto a la temperatura, lo cual modifica la escala a distintas temperaturas.

1. Curva de titulación

La curva de titulación se describe como un recurso práctico empleado en potenciometría con el objetivo de describir el pH en función del volumen de la solución patrón añadido. En el plano el pH se ubica en la ordenada, mientras que el volumen se encuentra en la abscisa, expresada generalmente en mL.

[pic 2]

                Figura 1: Curva de titulación ácido débil con base fuerte

Fuente: http://www.biologia.arizona.edu/biochemistry/problem_sets/ph/10t.html

Por medio de una curva de titulación se puede hallar el punto de equivalencia entre los reactantes. El punto de equivalencia es el punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente la base. El punto de equivalencia además puede ser encontrado por medio de métodos como: primera derivada, segunda derivada, método de Gran y círculos concéntricos; o por estequiometria. Sin embargo, la estequiometria es útil solo cuando se tiene una valoración teórica de una titulación. De la misma manera se puede observar el punto final de la reacción en la curva.[pic 3]

1. Aplicación Industrial

En la industria es muy importante conocer las condiciones que favorecen el desplazamiento del equilibrio en la formación de productos, con el propósito de conseguir mayor rendimiento.

En la síntesis de Haber, para la formación de amoniaco, se encuentra favorecido por altas presiones y bajas temperaturas. Por lo cual la reacción se lleva a cabo mediante presión alta y una temperatura relativamente baja, con fin de llevar el equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción. La producción de amónico es de sumamente importante debido a que se utiliza como materia prima en la producción de: explosivos, abono y ácido nítrico.[pic 4]

        Figura 2: Producción industrial de amoniaco

Fuente: http://www.quimitube.com/produccion-industrial-amoniaco-sintesis-de-haber-principio-le-chatelier

1. MARCO METODOLÓGICO

1. Reactivos, Cristalería, Material y Equipo

1. Reactivos

50 mL Ácido Acético 0.1 M

50 mL Hidróxido de Sodio 0.1 M

1. Cristalería

1 Bureta 25 mL

2 Vasos de Precipitado 50 mL

1 Probeta 100 mL

2 Balones Aforados 50 mL

1 Embudo

1. Material y Equipo

Soporte Universal

Pinzas para bureta

1. Algoritmo de Procedimiento

1. Se preparó 50 mL de una solución 0.1M de NaOH y 50mL de una solución 0.1M de ácido acético.

2. Se vertió 10 mL de la solución estándar de ácido acético en un beacker y se midió el pH.

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