Quimica. Disolución de ácido acético

OBJETIVOS

EL ALUMNO:

1. Comprobará experimentalmente la existencia del equilibrio químico.

2. Verificará experimentalmente el principio de Le Chatelier.

3. Determinará experimentalmente la constante de equilibrio del ácido acético.

Fórmulas utilizadas:

x= [H+] = 10-pH          ka= [pic 1]

Ejemplo

pH de Ácido Acético (0.001 [M])= 4.37

[H+]= 10-4.37= 1.8620x10-5

Ka= = 3.4673x10-7[pic 2]

ACTIVIDAD 4

Observaciones de la Disolución CuSO 4(ac) + 2KBr ↔ CuBr 2(ac) + K2SO 4(ac)

La Disolución conservó su característico color azul, aportado por el Sulfato de Cobre. Cuando dejamos el tubo de ensayo con la disolución en el vaso lleno de hielos esté pareció tornarse en un azul más fuerte. Cuando le Aplicamos el baño maría a nuestro tubo de ensayo con nuestra disolución esta se empezó a tornar verde pero muy lentamente, pero en el fondo del tubo de ensayo se concentró un color amarillento esto último se debía gracias a que no lo habíamos agitado lo suficiente. Al agitarlo este se tornó verde mucho más rápido.

Evidencias en las siguientes fotos:

[pic 3][pic 4][pic 5][pic 6]

Análisis de resultados

En el experimento de la determinación de la constante de equilibrio tenemos tres disoluciones de ácido acético con distintas concentraciones. En nuestra tabla de resultados, se observa cómo al aumentar la concentración en la disolución (de una sola sustancia), la constante de equilibrio también va aumentando, lo que nos quiere decir que el equilibrio se está desplazando hacia la derecha. Sin embargo, al agregar acetato de sodio a la disolución más concentrada (experimento del efecto del ión común), vemos que esta vez el valor de la constante de equilibrio tiende más a cero que la disolución menos concentrada de puro ácido acético. Esto quiere decir que, al agregar acetato de sodio, el equilibrio químico se desplaza hacia la izquierda (al lado de los reactivos), pues, K < 1  (tiende a 0).

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