UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE INGENIERÍA AMBIENTAL
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LABORATORIO: “Constante de Equilibrio del ácido acético”
INTEGRANTES:
PERALES MARTINEZ ALEC TINOCO TOVAR VICTOR ALONSO ACOSTA AYALA NICOLAS ALBERTO ALEJOS ENRIQUE
DOCENTE: Bilma Yupanqui INFORME Nº 3
LIMA – PERÚ 2017
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INDICE.-
I.- RESUMEN II.-INTRODUCCION III.-OBJETIVOS: IV.- MARCO TEORICO: V.- RESULTADOS VI.- DISCUSIONES DE RESULTADOS VII.-CONCLUSIONES VIII.-RECOMENDACIONES IX.- FUENTES DE INFORMACION X.- ANEXOS
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I.RESUMEN
Determinación del ph de la solución de ácido acético 1M:
1. Transvasar 10ml de la solución de ácido acético (1M) al vaso de precipitado y determinar el ph mediante el pH metro, para esto introduzca el pH metro en la solución y agite suavemente y tome el valor de pH que aparezca cuando la lectura se estabilice (puede tardar 2 minutos) y anote la temperatura (guardar el vaso).
Determinación del ph de la solución diluida de ácido acético:
1. En una de las fiolas introducir 10 ml de la disolución de ácido acético, enrasar con agua <ácido acético diluido>. 2. Tomar 10 ml de la solución de ácido acético diluida y guardarla en el vaso de precipitado de 50ml y tomar el pH, de acuerdo a lo indicado.
Determinación del pH de la solución de ácido acético/acetato de sodio:
1. Preparar 100mL de una solución de acetato de sodio 1M en la fiola. 2. Al vaso de precipitado utilizado en (1) del primer experimento, le añadirás 25 mL de disolución de acetato de sodio 1M.
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3. Con la ayuda del agitador de vidrio mezcla bien las dos soluciones hasta que queden lo más homogéneas posible, y determinar el pH. Guardar la muestra.
Determinación del pH de la solución de ácido acético/acetato de sodio diluida:
1. Tome 10 ml del vaso de precipitado del ítem 3 del tercer experimento; y coloque en el otro vaso de precipitados. 2. Añadir 40 ml de agua destilada al vaso del ítem anterior, agite hasta lograr una solución homogénea y determinar el pH. Guardar la muestra.
Determinación del pH de una nueva disolución mixta de ácido acético/acetato de sodio diluida:
1. En el vaso de precipitado depositar 5ml de la disolución de acetato de sodio 1M. 2. Tomar 30ml de la disolución 1M de ácido acético y depositarlos en el vaso anterior. 3. Mezclar bien las dos soluciones hasta que sea lo más homogéneas posible 4. Determinar el pH de la disolución anterior.
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Determinación del pH de la disolución mixta de ácido acético/acetato de sodio diluida: 1. A la muestra del ítem 2 del cuarto experimento adicionarle 1 ml de hidróxido de sodio 2M, determinar el pH.
II. INTRODUCCION Las concentraciones que existen cuando un sistema químico alcanza su equilibrio reflejan tendencia intrínseca de los átomos a existir bien sea como moléculas de reaccionantes o bien como moléculas de productos. Por eso, al aprender a describir cuantitativamente el estado de equilibrio, seremos capaces de reemplazar razonamientos cualitativos acerca de la tendencia de una reacción a proseguir por expresiones definidas y numéricas del grado de conversión de reaccionantes a productos. Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es imprescindible conocer qué es un equilibro químico y por qué se produce. Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reaccionantes reaccionan dando lugar a los productos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reaccionantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a. la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reaccionantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avance por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQUILIBRIO QUÍMICO. Es importante notar que el equilibrio se establece no por el hecho de que la reacción haya cesado sino como resultado del desarrollo simultáneo y con igual velocidad de las reacciones directa e indirecta. Hay factores que van a afectar de manera indirecta o directa una reacción dentro de las cuales son: Temperatura, Presión, Volumen, Concentración.
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III. OBJETIVOS El objetivo de la práctica es doble, por una parte introducir al alumno en el campo cuantitativo donde, a diferencia del cualitativo, la medición exacta de todas las sustancias a utilizar en la determinación de la cte de equilibrio del ácido acético es de suma importancia. Estudiar los procesos dinámicos del equilibrio químico en fase líquida. Comprender los conceptos de equilibrio químico y relacionarlos en la práctica. Determinar experimentalmente la constante de equilibrio de una reacción química.
IV. MARCO TEORICO Es evidente que para que las velocidades tiendan a igualarse la velocidad directa disminuye y la velocidad inversa, por contra, aumenta a medida que transcurre la reacción. Esto ocurre porque la velocidad de una reacción es función de la concentración de sus reaccionantes: a medida que transcurre la reacción, la concentración de los reaccionantes va disminuyendo (y, por tanto, su velocidad directa) y la concentración de productos va aumentando (y, por tanto, su velocidad inversa). La velocidad de una reacción, y por tanto el equilibrio químico, también es función de la temperatura. Efectivamente, una variación de temperatura afecta de forma desigual a las velocidades directa e inversa en función si dichas reacciones son endotérmicas o exotérmicas: frente a un incremento de calor la velocidad de una reacción endotérmica aumenta más rápidamente que la de una exotérmica (esto último constituye, en definitiva, una aplicación del Principio de Le Châtelier. Supongamos la reacción exotérmica: A + B D C + D + q; siendo q el desprendimiento de calor. Al suministrar calor la reacción se desplaza hacia la izquierda). El siguiente paso consiste en traducir al lenguaje matemático lo expuesto hasta ahora de forma cualitativa. Para ello, supongamos la reacción: a A+b B D c C+d D La condición de equilibrio, tal como hemos definido en los párrafos anteriores, es aquella en que las velocidades de reacción en un sentido y otro son iguales, por tanto: K1[A]a [B]a = K2[C]c [D]d
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en donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y los productos. Reordenando convenientemente los términos de la anterior expresión matemática, resulta que: K1 / K2 = [C]c [D]d / [A]a [B]a La relación K1 / K2 es una constante (siempre que se trabaje a la misma temperatura; esto es, a 20ºC esta relación tiene un valor y a 80ºC tiene otro) que nos puede servir como criterio cualitativo de equilibrio. A esta relación le daremos el nombre de Keq (Constante de Equilibrio); por tanto, K1 / K2 = Keq. En función del tipo de reacción de la que tratemos: ácido-base, redox o de formación de complejos; hablaremos de un tipo de equilibrio o de otro, y el aparato matemático con el cual se abordan cuantitativamente Con respecto a lo anterior, el problema consistió en la determinación experimental, de la constante de acidez. La hipótesis planteada fue que al hacer la determinación de la constante del ácido acético en vinagre estaría en el rango de 1.81*10 -5.
Equilibrio: Equilibrio químico Se llama equilibrio químico a un estado dinámico en el que se lleva acabo dos o más procesos opuestos al mismo tiempo y a la misma velocidad. La concentración de productos y reactivos no cambia ya que los dos productos reaccionan a la misma velocidad a la que se forma. Equilibrio Homogéneo Es cuando productos y reactivos están en la misma fase Ej. Líquido con líquido, sólido con sólido y gas con gas. Equilibrio Heterogéneo Son los que se establecen entre dos o más fases, ya sean líquidos, sólidos o gases. En este tipo de reacciones se pueden simplificar los líquidos y los sólidos, porque sus concentraciones son constantes, únicamente los gases varían. Constante de equilibrio Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.
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Constante de equilibrio para especies ácidas y básicas
Constante de Ionización de Ácido y Base débiles a 25 ° C Nombre
Reacción
Ácidos débiles
Constante Ka
Ácido acético
CH3COOH ⇌ H++CH3COO-
1,8x10-5
Ácido benzoico
C6H5COOH ⇌ H++C6H5COO-
6,4x10-5
Ácido cloro acético CH2CLOOH ⇌ H++CH2CLOO- 1,4x10-3
Ácido fórmico
HCOOH ⇌ H++HCOO-
1,8x10-4
Ácido cianhídrico
HCN ⇌ H++CN-
4,9x10-10
Ácido fluorhídrico
HF ⇌ H++F-
6,7x10-14
Ácido iódico
HIO3 ⇌ H++IO3-
0,17
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V. RESULTADOS: 1) DETERMINACIÓN DEL PH DE LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO → −
Inicio: Reacciona: Equilibrio:
1 X
+
X
X
1-X
X
Usando el dato experimental: pH=1.78
Hallamos ”x”
X
log [+ ]=1.78 log =1.78
X=0.0165 M
Entonces [ ]= 1-X =0.9834 M
Procedemos a calcular =
1
=
0.0165 0.9835
= . ∗ −
2) DETERMINACIÓN DEL PH DE LA SOLUCIÓN DILUIDA DE ÁCIDO ACÉTICO Sabemos: = 0.9834 M Entonces
= 0.9834 M*10ml = *100ml =0.09834M → + − 0.09834 0 0 0.09834
Usando el dato experimental: pH=2.19
Hallamos” x”
log [+ ]=2.19 log =2.19 X= 6.45 ∗ 10− M
Entonces [ ]= 1-X =0.9935 M
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Procedemos a calcular =
1
=
0.00645 1 0.00645
= . ∗ −
3) DETERMINACIÓN DEL PH DE LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO/ACETATO DE SODIO Sabemos que, en una solución Buffer:
[] = ( ) [á]
Tenemos el dato experimental del pH=4.89 [] 4.89 = ( ) [á]
Como []0 ≈ []f : 1 4.89 = ( ) 0.9834 = . ∗ −
4) DETERMINACIÓN DEL PH DE LA SOLUCIÓN DE ÁCIDO ACÉTICO/ACETATO DE SODIO DILUIDA Usando 10ml de la solución anterior y añadiendo 40ml de agua, entonces: 10ml* = 50ml* = Luego hallamos: [] = 0.19668M [ ] = 0.2M
Usando el dato experimental del pH= 4.61
Sabemos que, en una solución Buffer: [] = ( ) [á] 0.2 4.78 = ( ) 0.19668M = . ∗ −
5) DETERMINACIÓN DEL PH DE UNA NUEVA DISOLUCIÓN MIXTA DE ÁCIDO ACÉTICO/ACETATO DE SODIO DILUIDA [ ] = 0.98M [ ] = 1M = (
[]
[á]
)
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4,61 = (
[1]
) [0.98] = . ∗ −
TABLAS: TABLA DE DATOS: pH de SOLUCIONES
ITEM I II III IV V VI
TEMPERATURA (ºC) 22.4 23.3 23.2 23.2 22.7 22.6
pH 1.78 2.19 4.89 4.78 4.61 4.85
TABLA DE RESULTADOS: Concentración de ácido acético y acetato de sodio ITEM [ ] :M [ ] :M
I II III IV V
0.9834 0.9935 0.9834 0.19668 0.98
1 0.2 1
TABLA DE RESULTADOS: c=Constante de ionización Ka del ácido acético ITEM I . ∗ − II . ∗ − III . ∗ − IV . ∗ − V . ∗ − Constante de ionización del ácido acético (Promedio): 2.42305*− del ácido
acético teórico (a 20ºC) 17.5*10-6
del ácido
acético experimental 2.42305*−
VI. DISCUSIONES DE RESULTADOS
%ERROR 38.28%
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En el Procedimiento I se obtuvo experimentalmente un pH= 1.78 a una temperatura de 22.4°C ; haciendo los cálculos se tiene que el Ka=2.768*10-4, de acuerdo a la teoría se precisa que la constante de ionización de ácidos débiles a 25°C en caso del Ácido Acético es : Ka = 1.8*10-5 , valor que es muy diferente al Ka experimental hallado probablemente debido a factores como no trabajar a una temperatura de 25°C y pequeños errores al momento de la ejecución del experimento. En el Procedimiento II se obtuvo experimentalmente un pH= 2.19 a una temperatura de 23.3°C; haciendo los cálculos se tiene que el Ka= 4.187*10-5 , teóricamente se debió obtener un valor cercano que a 25°C en caso del Ácido Acético : Ka = 1.8*10-5. El Ka hallado en este procedimiento no se acercó mucho al Ka del procedimiento I, esta diferencia posiblemente se debido a la mala manipulación de los materiales. En el Procedimiento III se obtuvo experimentalmente un pH= 4.89 a una temperatura de 23.2°C; haciendo los cálculos se tiene que el Ka= 1.309*10-5, valor que al igual que en los procedimiento I y II sigue teniendo el orden 10-6, esto significa que el valor del Ka se mantiene algo constante debido a la variación de la temperatura que se trabajó. En el Procedimiento IV se obtuvo experimentalmente un pH= 4.78 a una temperatura de 23.2°C ; haciendo los cálculos se tiene que el Ka=1.6876*10-5, valor que reafirma la continuidad del Ka.
VII. CONCLUSIONES
La temperatura medida en cada sustancia con ayuda del Medidor de pH tuvo un efecto en el cálculo del Ka; ya que las tablas ofrecidas en los libros o páginas de internet, nos dan un valor del Ka a una temperatura de 25°C. En promedio el Ka en los diferentes procedimientos se obtuvo un valor de: Ka = 2.42305*− La temperatura hizo variar en el valor del Ka de cada procedimiento. A una temperatura promedio de 22.09°C el valor del Ka del Ácido acético es: Ka= 2.42305*− Al proceder a la realización de cada paso, posiblemente no se realizó una homogeneidad total en la mezcla de las sustancias. La temperatura en cada procedimiento tenía una ligera variación, causa que hizo variar el cálculo del Ka del Ácido Acético.
VIII. RECOMENDACIONES
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Antes de iniciar la parte experimental se debe de tener todos los materiales disponibles y el lugar de trabajo debería de estar exen to de materiales ajenos a la experiencia a realizar. Es recomendable que antes de iniciar la actividad se debería tener un conocimiento teórico acerca del tema del cual se va a realizar la parte experimental. Realizar las mediciones cuantas veces sea posible para asegurar el buen cálculo.
IX. FUENTES DE INFORMACION 1. P.W.Atkins. Química General. 1989 Tema 15. Ed. Omega. 2. Tabla de indicadores ácido-base (ver Anexo 5). 3. Tabla de constantes de ionización (ver Anexo 6).
X. ANEXOS Aplicaciones de las soluciones buffer Tu propio cuerpo utiliza buffers para mantener el pH de la sangre entre 7,35 - 7,45, así como también un número masivo de reacciones bioquímicas que involucran enzimas. Las enzimas son compuestos muy complejos que con frecuencia requieren de niveles precisos de pH para así reaccionar apropiadamente, un papel que desempeñan los buffers orgánicos producidos por tu cuerpo. Por esta misma razón, las soluciones amortiguadoras son vitales para un biólogo o un químico que lleva a cabo experimentos en el laboratorio. Un cierto pH puede requerirse para que un proceso que es estudiado ocurra y las soluciones amortiguadoras son la única manera de asegurar dichas condiciones. Además de que ese tipo de soluciones son útiles para el mantenimiento del pH en sistemas biológicos, también tienen aplicaciones en la industria. Industria agrícola: Se usa para la fertirrigación y la agricultura hidropónica. Industria alimentaria: Conocer los parámetros del pH nos ayuda a saber si los alimentos son aptos para el consumo humano.
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Industria farmacéutica: El control del PH es fundamental en el diseño, formulación y ensayos previos a la comercialización de medicamentos. En microbiología y en estudios genéticos también se usan los buffers. Uno de los productos destinados a este fin es el buffer de carga 6X para DNA. DIAGRAMA DE FLUJO Determinación del ph de la solución de ácido acético 1M:
Transvasar 10ml de la solución de ácido acético (1M) al vaso de precipitado
Determinar el ph mediante el pHmetro.
Determinación del ph de la solución diluida de ácido acético:
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En una de las fiolas introducir 10 ml de la disolución de ácido acético, enrasar con agua
Tomar 10 ml de la solución de ácido acético diluida y guardarla en el vaso de precipitado de 50ml y tomar el pH
Determinación del pH de la solución de ácido acético/acetato de sodio:
Preparar 100mL de una solución de acetato de sodio 1M en la fiola.
Al vaso de precipitado utilizado en (1) del primer experimento, le añadirás 25 mL de disolución de acetato de sodio 1M.
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Determinar el ph mediante el pHmetro.
Determinación del pH de la solución de ácido acético/acetato de sodio diluida:
Tome 10 ml del vaso de precipitado del ítem 3 del tercer experimento; y coloque en el otro vaso de
Añadir 40 ml de agua destilada al vaso del ítem anterior, agite hasta lograr una solución homogénea
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Determinar el ph mediante el pHmetro.
Determinación del pH de una nueva disolución mixta de ácido acético/acetato de sodio diluida:
En el vaso de precipitado depositar 5ml de la disolución de acetato de sodio 1M.
Tomar 30ml de la disolución 1M de ácido acético y depositarlos en el vaso anterior.
Determinar el ph mediante el pHmetro.
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Determinación del pH de la disolución mixta de ácido acético/acetato de sodio diluida: A la muestra del ítem 8 del cuarto experimento adicionarle 1 ml de hidróxido de sodio 2M, determinar el pH.
A la muestra del ítem 8 del cuarto experimento adicionarle 1 ml de hidróxido
Determinar el ph mediante el pHmetro.
