UNIVERSIDAD DEL VALLE
LABORATORIO LABORATORIO DE QUÍM I CA GENERAL GENERAL I I
Juan Camilo Aquite (1342629); Nicolás Valencia (1340986) Profesor: John E Ortiz
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE AQUILIBRIO PARA UNA REACCIÓN HOMÓGENEA 1. Objetivos
Titulación
-Introducir y estudiar los métodos volumétricos de análisis. (Titulación) -Analizar la preparación y estandarización de una solución acuosa de un ácido. -Determinar volumétricamente la concentración desconocida de una solución acuosa de base.
Una de las formas más comunes y ampliamente utilizadas para llevar a cabo una reacción de neutralización, es a través de la titulación usando un indicador para determinar del punto final. Sin embargo, para llevar a cabo este proceso se debe conocer con con certeza la concentración del titulante (ácido o base). Para ello se realiza la estandarización del ácido o la base que se usará como titulante, según sea el caso.
2. Marco teórico Hay dos definiciones complementarias de ácidos y bases que son importantes:
Estandarización En química analítica, una solución estándar es una solución que contiene una concentración conocida de forma precisa de un elemento o una sustancia, es decir, un peso conocido de soluto disuelto disuelto en un volumen específico. La solución de ácido o base se prepara de manera habitual, habitual, y se estandariza usando un patrón primario. Aquí, un patrón primario es típicamente un reactivo que puede ser pesado fácilmente, y que es tan puro que su peso, es representativo del número de moles de la sustancia contenida. contenida.
-La de Bronsted (o de Bronsted-Lowry) definición: un ácido es un donor de protones (iones H+), y una base es un aceptor de protones. - La definición de Lewis: un ácido es un aceptor de electrones, y una base es un donador de electrones. Neutralización Una reacción de neutralización ocurre cuando un ácido y una base, en la definición de Bronsted-Lowry, reaccionan para formar agua y una sal (combinación de iones H+ yOH iones para generar agua).
3. Datos y cálculos Temperatura: ambiente (26°C aprox.) Se desprecia el agua en el denominador de la ecuación de la contante de acidez porque la concentración [H+] desprendida es muy baja. 1
Ka = 5.37 x 10-4 Primer método: pH del ácido acético 0.1M: 1.49 pH del ácido acético 0.01M: 2.01
Valor promedio de la contante de equilibrio por el primer método: 0.0155 + 0.01 = 0.0255 0.0255 / 2 = 0.01275 valor promedio.
Segundo método: se usaron 3 gotas de fenolftaleina como indicador.
Valor promedio de la contante de equilibrio por el segundo método: 1.38 x 10-4 + 5.37 x 10-4 = 6.75 x 10-4 6.75 x 10-4 / 2 = 3.375 x 10-4 valor promedio.
Para el Ácido acético 0.1M: Se utilizaron 8.2mL de NaOH para llegar al punto de equivalencia (cambiar de color la solución a un rosa suave). Luego se agregaron 10mL del ácido inicial. El pH medido fue de 3.86
Valor teórico de la contante de equilibrio para el ácido acético según la tabla se la pre-practica: pKa = 4.75 Ka = 10-4.75 = 1.78 x 10-5
Para el Ácido acético 0.01M: Se utilizaron 1.8mL de NaOH para llegar al punto de equivalencia (cambiar de color la solución a un rosa suave). Luego se agregaron 10mL del ácido inicial. El pH medido fue de 3.27
4. Gráficos
Tabla 1. Resultados obtenidos por el segundo método, en cual se tituló con NaOH.
Sustancia
punto de equivalencia
pH final
HAC 0.1M
8.2mL
3.86
HAC 0.01M
1.8mL
3.27 Graf ica 1. M uestr as los elementos necesari os para calibr ar un pH-metro
Constante de equilibrio. Según el primer método. K a = [H+] [A-] / [HA] Solución 0.1M Ácido acético: K a = ((10-1.49) (10-1.49)) / (0.1M- (10-1.49)) K a = 0.0155 Solución 0.01M Ácido acético: K a = ((10-2.01) (10-2.01)) / (0.01- (10-2.01)) K a = 0.01
Graf ica 2. M uestr a el desprendi miento de iones H + de un acido
Según el segundo método: K a = [H+] Solución 0.1M Ácido acético: Ka = 10-3.86 Ka = 1.38 x 10-4 Solución 0.01M Ácido acético: Ka = 10-3.27
5. Resultados y Discusión En este laboratorio se tuvieron algunas dificultades con diversos factores, tanto en el primer método con en el segundo método, viéndolo reflejado en que en ambos se obtuvieron valores diferentes, 2
tener un Ph-metro que no es muy exacto ni preciso, y el cual no se calibro antes de hacer cualquier cosa en el laboratorio es la principal causa de que el trabajo desarrollado no sea el más esperado y que concuerdes con los datos teóricos, aunque los resultados experimentales tienen concordancia entre sí. La medida teórica de la Ka era según la tabla se la pre practica 1.78 x 10-5 y tras el primer método que dio un Ka promedio de 0.01275 y tras el segundo método un Ka promedio de 3.375 x 10-4 valores muy diferentes lo cual nos dice que hubo mucho factores y errores que afectaron el procedimiento. La constante de equilibrio fue muy diferente a la teórica con ambos métodos, para que la medida experimental se acercara más a la teórica se debería trabajar en un laboratorio sin tantas intromisiones externas como viento y demás factores que hacen que el resultado se aleje de lo esperado teóricamente y que hace tener muchos errores en las medidas.
7. Respuesta a las preguntas del manual 1.La densidad de las soluciones de 0.1 y 0.001 de ácido acético se puede tomar como 1g/mL. Calcule en ambos casos la concentración de agua en la solución. Después de resuelto este problema, se debe entender el por qué la concentración de agua se puede considerar constante en las soluciones acuosas diluidas. R/ En ambos casos es la misma concentración de agua ya que el agua se autoioniza, es decir, se disocia o se ioniza en partes iguales de H3O+ y OH- por lo que sus molaridades son iguales y permanecen constantes. 2.Calcule el porcentaje de disociación del ácido acético en sus soluciones 0.1 y 0.01 M R/ % disociación = concentración [H+] x 100 / concentración molar de ácido. Método 1: %disociación 0.1 = 33.8% %disociación 0.01= 97.7% Método 2: %disociación 0.1= 0.5% %disociación 0.01= 1.34%
6. Conclusiones La constante de equilibrio puede ser calculada experimentalmente y difiere por errores de externos a la obtenida teóricamente.
3. Cual será el pH de una solución 0.1 M de acetato de sodio?
La constante de acides de un ácido débil puede ser obtenida a través del pH del ácido, ya que con este se puede llegar a las concentración de iones H+ y con esto llegar a la contante de acides.
R/ Esta sal en sol acuosa sufre una hidrolisis anionica ya que proviene de un ácido débil y una base fuerte luego Ac- + H2O ----------------- HAc + OHLa constante de hidrolisis será Kh = (HAc) *(OH-) / (Ac-)
El pH teórico solo es una referencia, más no una información exacta ya que nos ayudaría en algunos casos a identificar el compuesto; mientras que el valor real que es variable debido a las diferentes condiciones del ambiente será importante en el momento de realizar reacciones con otros compuestos.
Kh = Kw / Ka Se conoce que el Ka del HAc es 1.8*10^-5 Calcular primero la concentración de OHtomando en cuenta la reaccion de hidrólisis En la reaccion inicial se tienen 0.1 moles de 3
Ac- y 0 moles de HAc y OHy se forman 0 moles de Ac- ; X moles de HAc y X moles de OH-. Luego la concentración alcanzada en el equilibrio será Ac- = 0.1-X HAc = X OH- = X
R/la constante de basicidad se puede determinar de acuerdo con los descritos solo que en vez de la concentración de H+ se buscaría la concentración de OH- y para esto no se usaría el pH si no el POH. pH + pOH =14 14 – pH = pOH 10-pOH = [OH-] Kb = [OH-]2 / [M]-[OH-] Kb = [OH-]2 / [BOH]
Reemplazando en la ecuación (HAc) * (OH-) / (Ac-) = Kw/ Ka X^2 / 0.1-X = 10^-14/ 1.8*10^-5 X^2 / 0.1-X = 5.5* 10^-10 se desprecia la X en 0.1-X luego X^2 = 5.5 *10^-11 X = V5.5 *10^-11 = 7.45* 10^-6 V= raiz Como X es la concentracion de OH- se tiene que pOH- = -log (OH-) pOH- = - log 7.45*10^-6 pOH- = 5.1278 ph = 14- pOh ph = 14- 5.1278 ph = 8.87
8. Bibliografía - http://quimica.laguia2000.com/conceptos basicos/constante-de-de-acidez http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de _equilibrio
Chang, Raymond. “Química”, séptima edición, Prentice Hall. México 2007, capitulo 12 -Química de Brown, octava edición.
4. ¿De qué forma podría emplear los fundamentos y técnicas inducidos en esta práctica para encontrar la concentración inicial de una solución de un ácido débil desconocido? R/ Con base en el pH medido de la solución y conociendo la constante de acidez del ácido débil, se puede hallar la concentración de H+ del ácido, luego se puede aplicar un cambio a la ecuación de la Ka y así despejar la concentración inicial. Ka = [H+] [A-] / [HA] [H+] [A-] / Ka = [HA] ((10-pH) (10-pH)) / Ka = [M] – (10-pH) (10-pH) + (((10-pH) (10-pH)) / Ka) = [M] 5. Los métodos descritos se pueden emplear para la determinación de la constante de disociación de bases débiles. Escriba las ecuaciones correspondientes a este caso y las variaciones en el procedimiento correspondiente. 4