Área de Química Laboratorio de Análisis Cualitativo

Universidad de San Carlos de Guatemala

Facultad de Ingeniería

Escuela de Química

Área de Química

Laboratorio de Análisis Cualitativo

Ing. Gerardo Ordóñez

Sección _F

Reporte No. 1

Determinación de la constante de equilibrio de una especie monoprótica débil

[pic 1]

1. Resumen

Durante la práctica, se determinó la constante de equilibrio para soluciones de tipo ácido-base con ácido débil, por lo que se necesitó una forma diferente de calcular la constante de equilibrio. Para ello se realizó el método de titulación, pero anteriormente se precedió a estandarizar la solución base (NaOH) para asegurar que la concentración era la calculada. Luego se procedió a verter la solución base al acido débil  en diferentes  cantidades erlen meyer respectivamente; tomando en cuenta el pH medido por un potenciómetro en cada una de las diferentes volúmenes  vertidos de  solución por medio de un y el al que el pH de la solución viró de ácido a base.

Como resultado se obtuvo por medio de la primera derivada, por medio de la segunda derivada y por medio del método de círculos concéntricos. Se trabajó a una presión barométrica local de 0.84atm (640mmHg) y una temperatura ambiente de 24°C.

2. Objetivos

      2.1 objetivo general

•  Calcular el valor de la constante de equilibrio y el pKa de un ácido débil a partir de valores experimentales de potencial de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte

 2.2objetivo específicos

• Determinar por medio de la primera derivada  la contante de equilibrio y el Pka del ácido acético aplicando el método gráfico
• Determinar por medio de la segunda derivada  la contante de equilibrio y el Pka del ácido acético aplicando el método gráfico
• Determinar por medio de círculos concéntricos la contante de equilibrio y el Pka del ácido acético aplicando el método gráfico

3. Marco teórico

Equilibrio químico

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos. Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al equilibrio químico

Sobre la reacción:

aA + bB<——–> cC + dD

La constante de equilibrio está dado por:

K = ([D] d. [C]c) / ([A] a. [B]b) (Las minúsculas están elevadas como potencia).

Equilibrio iónico

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. Las especies que producen en solución cargas son denominadas  electrolito 

Un electrolito es cualquier especie que permite la conducción de la corriente eléctrica. Los electrolitos se pueden clasificar en:

• Electrolitos fuertes
• Electrolitos débiles

Un ácido de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de H+ en una solución acuosa.

Una base de Arrhenius es cualquier especie que aumenta la concentración de  OH− en una solución acuosa. 

[pic 2]

En solución acuosa, los iones H+ reaccionan inmediatamente con las moléculas de agua para formar iones hidronio,  H3​O+.

En una reacción ácido-base o reacción de neutralización, un ácido y una base de Arrhenius reaccionan generalmente para formar agua y una sal. 

PH

Medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia. Es el logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno. Una escala numérica utilizada para medir la acidez y basicidad de una sustancia. Valor absoluto del logaritmo decimal de la concentración de ion hidrógeno (actividad). Usado como indicador de acidez (pH < 7) o de alcalinidad (pH > 7).

Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos, es la concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH entonces es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno.

[pic 3]

Puntos de equivalencia.

Se llama punto de equivalencia de una valoración al punto en el cual se han mezclado cantidades equivalentes de disolución reactiva y de la sustancia a determinar. Por ejemplo, en el caso de la valoración de una disolución de ácido clorhídrico con una disolución de hidróxido sódico, se alcanza el punto de equivalencia cuando se añade exactamente un mol de Naoh por cada mol de HCl. En este caso la acidez de la disolución resultante será igual a la del agua pura.

El punto final de una valoración es el punto en el cual el indicador sufre el cambio perceptible por nuestros sentidos. Lo ideal es que coincidan punto de equivalencia y punto final; pero esto no suele ocurrir en la práctica, debido a que no siempre el indicador se modifica perceptiblemente en el mismo momento en el que se alcanza el punto de equivalencia y que además para el cambio del indicador suele ser necesario algo del reactivo usado en la valoración. Estas dos causas de error están implícitas en todos los métodos volumétricos con indicador químico.

La diferencia que existe entre el punto final y el punto de equivalencia de una valoración recibe el nombre de error de valoración o error del punto final. Este error es propio del método utilizado y no debe confundirse con los errores accidentales debidos a una manipulación defectuosa, impurezas de los reactivos o instrumentos mal aforados.

4. MARCO METODOLÓGICO

4.1Reactivos, cristalería y equipo

4.1.1Cristalería y equipo

• Soporte
• Pinzas
• Potenciómetro
• Erlenmeyer de 250 ml
• Bureta de 25 ml
• Beacker de 250 ml
• Balón aforado de 50 ml

4.1.2Reactivos

• Ácido acético (CH3COOH)
• Hidróxido de sodio (NaOH)
• Hidróxido de amonio (NH4OH)
• Vinagre comercial
• Ácido clorhídrico (HCl)
• Fenolftaleína

4.2 Algoritmo de Procedimiento

• Se preparó 50 mL de una solución a 0.1 M de NaOH y 50 mL de una solución de ácido acético en un matraz aforado.
• Se estandarizó la solución de NaOH utilizando para ello una alícuota de HCl previamente estandarizada.
• Se vertió 20 mL de la solución de ácido acético en un Erlenmeyer.
• Se midió el pH de la solución estándar de ácido acético.
• Se vertió la solución de ácido acético en las diferentes cantidades de NaOH, midiendo cada vez el pH respectivo con un potenciómetro.
• Se observó el volumen al que vira con la fenolftaleína.
• Se anotó la lectura del volumen de titulante desplazado en la bureta, al terminar de agregar los mililitros indicados.

4.3 Diagrama de flujo

[pic 4]

[pic 5]

[pic 6]

[pic 7]

[pic 8]

[pic 9]

[pic 10]

[pic 11]

[pic 12]

[pic 13]

[pic 14]

[pic 15]

[pic 16][pic 17]

...