DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA UNA REACCIÓN HOMOGÉNEA. Ana María Salas Piña, Jesica Alejandra Bolaños Gómez, José Luis Corrales Departamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle Cali RESUMEN La práctica de laboratorio se basó en el cálculo y determinación de la constante de equilibro por medio de los métodos: toma de pH y titulación acido-base, para una reacción homogénea, utilizando ácidos débiles como el ácido acético 0.10M y 0.01M y una base fuerte como NaOH 0.10M. Para el trabajo de laboratorio, en un vaso de precipitados se vertió cierta cantidad de ácido acético 0.10M y se añadió un indicador de pH (fenolftaleína) luego se tituló con una solución de NaOH 0.10M y finalmente se añadió 10.0mL del ácido original y se midió el pH de la solución dando como resultado pH = 4.68. Se Repitió el procedimiento anterior para la solución de 0.010M de ácido acético y el pH fue de 4,73. Palabras Claves: Reacción Homogénea, Concentración, Constante de Equilibrio, Equilibrio , Ácido Débil, Peachímetro.
1. INTRODUCCION.
2. METODOLOGIA.
Esta práctica se centra en obtener la constante de equilibrio (k a) por medio de dos métodos distintos tomando medidas del pH de las distintas soluciones. Es
La práctica se dividió en dos partes. La primer parte consistió en tomar un vaso de precipitados limpio y seco. En este se vertió una cantidad cantidad de ácido acético 0.10M, la suficiente para que el electrodo del peachimetro quedara sumergido dentro de la solución, de ahí se procedió a hacer la lectura del pH con el instrumento de medida en este caso Estamos hablando del peachimetro. Antes de realizar estas medidas se debe calibrar el instrumento y enjuagar los electrodos antes de cada medida para evitar la contaminación de las soluciones. Luego se repitió el mismo proceso para el ácido acético 0.01M.
El primer método consiste en la medida directa del pH de la solución es decir no se somete a ninguna reacción simplemente se realiza la lectura de su pH con ayuda de un instrumento de medida en este caso un peachimetro .La segunda parte de la práctica consiste en someter a la solución a una serie de reacciones para volverla más estable y así proceder a tomar su respectiva medida del pH para calcular su constante de equilibrio.
La segunda etapa de la práctica consistió en hacer la titulación del ácido acético
0.10M con el NaOH 0.10M hasta llegar al punto de equivalencia. Para poder notar cunado la solución llego a este punto se le adicionaron al ácido acético 3 gotas de fenolftaleína, el cual es un indicador de pH que cambia de color cundo se alcanza el punto de equivalencia. Después de esto a la solución obtenida se le agregan 5mL de ácido acético y se procede a realizar la lectura de su pH con el instrumento de medida. Después de esto la solución se vuelve a neutralizar para poder verterla en el desagüe. Por último se repite este mismo proceso para el ácido acético 0.010M. 3.
CALCULOS Y RESULTADOS
Segundo método. Solució n
Tem °c
pH
Ácido acético 0.10M Ácido acético 0.010M
28.6
4.68
mL de NaOH para neutraliza ción 8.4
27.8
4.73
2.8
y
Cálculo de Ka según el segundo método:
Solución de 0.1M ácido acético: Ka = (H+) Ka = 10-4.68= 2.0×10-5
Primer método. Solución Temperatura Ácido acético 26.7 0.10M Ácido acético 26.8 0.010M y
pH 2.95 3.32
Cálculo de K a según el primer método
Solución de 0.1M ácido acético: Ka = (10-2.95) × (10-2.95)/(0.1-10 -2.95) = 1,27×10-5 Solución de 0.01M ácido acético: Ka = (10-3.32) × (10-3.32)/(0.1-10 -3.32) = 2,40×10-5
Solución de 0.01M ácido acético: Ka = 10-4.73= 1,86×10-5 y
Valor promedio para la K a determinada según el primer método:
Solución 0,1M Ka = (1,27×10-5 + 2,40×10-5)/2 = 1,83×10-5 %Error= (1,83×10-5-1,27×10 -5/1,83×10 5 )*100 = 30,6% Solución 0,01M %Error= (1,83×10-5-2,40x10 -5/1,83×10 5 )*100% =31.14%
Valor promedio para la K a determinada según el segundo método:
y
1.82 10 x
5
2.0x 10 -5
1.82 x10
5
x100%
! 9.8%
0.01M
Ka = (2.0×10-5+ 1,8×10-5)/2
Primer Método: % error =
= 1,9×10-5
1.82 10
Solución 0,1M
x
5
2.40 x 10 -5
1.82 x10
%Error= (1,9×10-5-2,0×10 -5/1,9×10-5) ×100%
x100%
5
! 31.86%
= 5.26% Segundo Método: % error =
Solución 0,01M %Error= (1,9×10-5-1,8×10 -5/1,9×10-5) ×100%
1.82 10 x
5
1.86x 10 -5
1.82 x10
5
x100%
!
2.19%
= 5.26% 4.
Según resultados de los cálculos se puede inferir que el segundo método es más eficiente que el primero, el porcentaje del segundo método es mucho menor que el del primer método Esto se debe a la presencia de una base conjugada ³(buffer) en la solución final, el cual hace al método menos sensible a la presencia de impurezas ácidas o básicas en los reactivos usados para preparar las soluciones´1. Valor teórico de la K a del ácido acético: 1.82 ×10 -5.
y
0.1M
Primer Método: % error =
1.82 10 x
5
1.27 x 10 -5
1.82 x10
5
x100%
Segundo Método: % error =
! 30.21%
DISCUSIÓN.
Primer método: Según los resultados obtenidos en los cálculos podemos decir que el primer método no es una manera tan eficaz para hallar la constante de equilibrio. El porcentaje de error que muestra este método es alto lo cual hace que el valor de la constante de equilibrio hallada experimentalmente en la práctica este alejado del valor teórico. Los posibles errores pueden proceder principalmente de la medida de conductividad ya que el instrumento es muy sensible a posibles impurezas tanto del propio material como del agua destilada. El instrumento de medida en este caso es un peachimetro ³el cual es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución. La determinación de pH consiste en medir el potencial que se desarrolla a través de una fina membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente concentración de protones. Se llena el bulbo con la solución de ácido clorhídrico 0.1N saturado con cloruro de plata. El
voltaje en el interior del bulbo es constante, porque se mantiene su pH constante (pH 7) de manera que la diferencia de potencial solo depende del pH del medio externo´ 2. El alambre que se sumerge al interior (normalmente Ag/AgCl) permite conducir este potencial hasta un amplificador de esta manera se puede obtener la lectura del pH. Como ya lo mencionamos anteriormente el gran porcentaje de error en el primer método está dado por la contaminación del ácido, posiblemente por exposición al medio, por el contacto continuo con otros instrumentos posiblemente contaminados o tal vez porque antes de realizar cada medida los electrodos del peachimetro eran lavados con agua destilada y previamente secados antes de ser sumergidos en el ácido. Este secado puede ser que no se haya realizado de la mejor manera lo que pudo haber alterado la concentración de la disolución Estos factores influyen en los cálculos puesto que el peachimetro es un instrumento muy sensible y aquellas impurezas o los factores ya mencionados pueden alterar la lectura del pH lo que ocasiona un error a la hora de realizar los cálculos. Segundo método. El segundo método consistió en la titulación del ácido acético con el NaOH hasta alcanzar el punto de equivalencia. Se denomina titulación ³al procedimiento para determinar la concentración de un ácido o una base en la solución, por medio de la adición de una base o de un ácido de concentración conocida´ 3. Durante la titulación, el punto en que se
neutraliza un ácido o una base se denomina punto de equivalencia. Para reconocer el momento en que la solución ha alcanzado el punto de equivalencia al ácido acético se le agregan 3 gotas de fenolftaleína q hacen q la solución cambie de color cuando ya se ha alcanzado este punto. ³El cambio de color está dado por las siguiente ecuación química: H2Fenolftaleína + 2 OH Fenolftaleína 2 + 2 H2O Incoloro Rosa.´4 Si se va añadiendo poco a poco una base a un ácido, el pH de la solución se incrementa con cada adición de base El pH de la solución antes del punto de equivalencia se determina por la concentración del ácido que aún no ha sido neutralizado por la base. El pH en el punto de equivalencia es el pH de la sal resultante debido a que la sal que se produce a pH 7,00.El pH de la solución después del punto de equivalencia está determinada por la concentración del exceso de base en la solución. O en este caso está dado por el exceso de ácido debido a que cuando la solución se ha neutralizado se le agrega más ácido acético para realizar la lectura de su pH. Se puede inferir que el segundo método es más eficiente que el primero. Esto se debe a la presencia de una base conjugada (buffer) en la solución final, el cual hace al método menos sensible a la presencia de impurezas ácidas o básicas en los reactivos usados para preparar las soluciones. Lo que logra que esta solución sea menos sensible a la contaminación y las impurezas, como ya lo mencione anteriormente es cuando se logra obtener ³una solución reguladora (buffer) haciendo reaccionar
parcialmente por (neutralización) un ácido débil con una base fuerte. O un ácido fuerte con una base débil. Una vez formada la solución reguladora, el pH varia poco por el agregado de pequeñas cantidades de ácido fuerte o de una base fuerte Las soluciones ""reguladoras"" o Buffer son capaces de mantener acidez o basicidad de un sistema dentro de un intervalo reducido de pH´ 5 lo que hace que la lectura del pH tomada mediante el segundo método sea más eficaz a la hora de realizar los cálculos para hallar la constante de equilibrio. 5.
PREGUNTAS.
1. Datos:
= 0,024% Segundo método:
Solución 0,01 M %disociación = (2,0×10 -5/0,01) ×100 = 0,02% Solución 0,01 M %disociación= (1,86×10 -5/0,01) ×100 = 0,186% 3.
El pH de una solución de 0.10M de acetato de sodio CH 3COONa será igual a: CH3COONa(s) = Na+ (ac) + CH3COOCH3COO-+H2O=CH3COOH+OH-
Molaridad (M) = 0,1 mol/ L volumen: 10mL= 0,01L W (CH3CO2H) = 60 g /mol
0.10
0.00
0.00
-x
x
x
V = m/d
0.10-x
0,1mol/ L×60 g /mol = 6 g/ L 6 g/ L×0,05L =0,3g de soluto v = 0,3 g / 1g mL -1 = 0,3 mL = 3×10-4 L de CH3COOH 10mL±0.3mL = 9.7 mL de ácido acético. Con esto se puede evidenciar que la cantidad de agua en el acido es mínima (0.3) por lo cual se asume como una constante.
x
x
Kb = (CH3COOH) (OH-) = 5.6×10-10 (CH3COO-) = x2/0.10-x = x2/ 0.10 = 5.6×10 -10 x = 7.5×10-6M (OH-) = 7.5×10-6M pOH = ±log(7.5×10-6) = 5.12
2. Porcentaje de disociación del ácido acético en: Primer método:
Solución 0,1 M % disociación = (1,27×10 -5/0,1) ×100 = 0,0127% Solución 0,01 M % disociación = (2,40×10 -5/0,1) ×100
pH= 14± 5.12 = 8.8 como se esperaba la solución es básica. 4.
La concentración inicial de una solución de un ácido débil desconocido se puede determinar a partir de una titulación por método volumétrico ya que se tiene que al mezclar volúmenes iguales que tienen la misma normalidad, un litro de base neutralizara un litro de ácido. Con ello ya se tiene la
concentración del ácido adicionando la concentración de la base conocida. 5.
Para la determinación de la constante de disociación de bases débiles (K b) la producción de (OH-)> (H+) y por tanto el pH> 7. Debido a que para estas reacciones se consumen muy pocas moléculas de agua (H 2O) se trata como una constante. Entonces la K b queda expresada como:
1. Se puede calcular K a a partir de la concentración inicial del ácido y del pH de la disolución o bien se puede usar la Ka y la concentración del ácido para calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución. 2. La titulación ácido-base es una técnica eficaz para la determinación de especies en soluciones acuosas. 3.
Kb = K (H2O) Para la resolución de problemas que incluyen bases débiles se sigue el mismo procedimiento que para ácidos débiles. La diferencia principal es que se calcula (OH-) primero en lugar de (H +). X+ + OH-
X + H2O
La constante de equilibrio está dada por K= [X+] [OH-] [X][H2O]
La constante K a para un ácido débil es menor en comparación con la K a de los ácidos fuertes, ya que esto se debe a la disociación, entre menos disociable sea el ácido menor K a posee y si el ácido se disocia completamente este va a obtener mayor Ka. 7. BIBLIOGRAFIA. 1.http://www.monografias.com/trabajos73 /preparacion-solucionesbuffer/preparacion-solucionesbuffer.shtml 2. http://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro
Entonces tendríamos que la constante de ionización básica (K b), que es la constante de equilibrio para la reacción de ionización es expresada así: Kb = K [H2O]= [X+] [OH-] [X] Los problemas presentados con bases débiles se resuelven como los problemas de ácidos débiles, con la diferencia que se calcula primero [OH -], en lugar de [H +]. 6. CONCLUSION. Con el experimento llevado a cabo podemos llegar a las siguientes conclusiones:
3.http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1l isis_volum%C3%A9trico 4.http://html.rincondelvago.com/quimica_ 122.html 5.http://www.monografias.com/trabajos73 /preparacion-solucionesbuffer/preparacion-solucionesbuffer.shtml
