Laboratorio de Fisicoquimica, equilibrio ionico

II. RESUMEN

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. En esta práctica de laboratorio el objetivo era estudiar ese tipo de equilibrio cuando se combinaban ácidos fuertes-débiles con una base fuerte, llevando a cabo la familiarización con el término pH y como este variaba cuando era titulado un ácido débil con una base fuerte; además de conocer y determinar la constante de disociación de dicho ácido de manera experimental. Para ello se llevó a cabo la titulación del ácido acético (CH3COOH) con hidróxido de sodio (NaOH), utilizando un montaje de equipo convencional y un pHmetro. Con los datos de pH registrados se construyó la curva de titulación y se comparó con las teóricas para el CH3COOH y para el ácido clorhídrico. Finalmente, con las mismas medidas de pH y volumen de base gastado, se determinó el valor de Ka, el cual fue de 6,67x10-6 con una desviación de 61,90% con respecto al valor teórico.

III. CONTENIDO

IV. Capítulo I: Introducción

Uno de los conceptos más necesitados en la ingeniería química, es el de equilibrio iónico, resulta de importancia fundamental para el ingeniero químico para determinar el momento preciso del final de una reacción. Hay infinidad de procesos industriales que tienen lugar a un pH determinado. Un ejemplo del manejo del pH, es en el control de los desechos de subproductos industriales en las corrientes de las aguas residuales de la industria jabonera, de las industrias fabricantes de acumuladores de plomo, etc.

En la mayoría de los procesos industriales, es muy importante el control de los niveles de pH que presenten los productos que son elaborados o las soluciones que serán utilizadas para alguna parte del proceso. Su medición se emplea normalmente como indicador de calidad, es por ello que su regulación es muy importante. Encontramos su uso frecuente en plantas que realizan tratamiento de aguas residuales (neutralización) antes de retirarla de la planta, en industrias alimentarias para las bebidas gaseosas, cervezas, yogurt, embutidos, alimentos, salsas, mermeladas, en la industria farmacéutica, para jarabes y medicamentos, en la industria cosmética, para controlar el nivel de pH de los productos que tendrán contacto con la piel, entre otros. Sin el conocimiento acerca de las variaciones de pH, no se pueden llevar a cabo los procesos descritos en la industria química.

Es por esta razón, que a continuación experimentalmente estudiaremos el fenómeno del equilibrio iónico de un gas, siguiendo los siguientes objetivos:

4.1 Objetivos

4.1.1 Objetivo General

• Estudiar el equilibrio iónico cuando se combinan ácidos fuertes-débiles con una base fuerte.

4.1.2 Objetivos Específicos

•   Familiarizar al estudiante con el término pH.  
•   Estudiar las variaciones de pH al titular ácidos fuertes y débiles con una solución de hidróxido de sodio.
• Determinar la constante de disociación Ka de un ácido débil.

V. Capitulo II: Marco Teórico

1. Ecuación de Henderson-Hasselbalch.

        Es una expresión utilizada en química para calcular el pH de una disolución reguladora, o tampón, a partir del pKa o el pKb (obtenidos de la constante de disociación del ácido o de la constante de disociación de la base) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base y de sus correspondientes base o ácido conjugado, respectivamente. Por ejemplo, examinemos el pH de una disolución que contiene un ácido débil (HA) y una sal soluble del ácido (NA). Se comienza por escribir:  

[pic 1]     

O simplemente

[pic 2]

La constante de ionización Ka está dada por:

[pic 3]

Esta ecuación se puede reordenar como:

[pic 4]

Al tomar el logaritmo de ambos lados de la ecuación se tiene:

[pic 5]

[pic 6]

Dónde:

HA: ácido débil.

A- : Base conjugada.

Quedando:
[pic 7]

Por lo tanto, la forma más general de la ecuación de Henderson-Hasselbalch es:

[pic 8]

De tal modo, que si se conocen el pH de la neutralización, las concentraciones iniciales y finales del ácido débil y la base fuerte, es posible calcular el  Ka del ácido. [1]

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