UNIVERSIDA UNIV ERSIDAD D DEL D EL VALLE VALLE LABORATORIO LABORATORIO DE QUÍMICA II José Gustavo Castañeda. (1227210); Luis Felipe Yaqueno. (1231046); Miguel Muñoz. (1227552) Profesor: John E Ortiz Restrepo
DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA UNA REACCION HOMOGENEA
pHmetro o medidor de pH; un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (general mente Ag/AgCl) y un electrodo indicador de vidrio que es sensible al ion hidrogeno.
1. Objetivos
• Calcular la constante de acidez de un ácido débil a partir
de la lectura directa de pH y la titulación acido-base para una reacción homogénea • Comprender los equilibrios de neutralización acido-base
En las valoraciones acido-base, como en la realizada en este experimento, para encontrar el equilibrio químico de la reacción, es necesario usar un indicador de pH, que es básicamente una sustancia que permite medir el pH de un medio. Habitualmente, se utilizan como indicador de las sustancias químicas que cambian su color al cambiar el pH de la disolución. El cambio de color se debe a un cambio estructural inducido por la protonación o desprotonación de la especie. Los indicadores Ácido-base tienen un intervalo de viraje de unas dos unidades de pH, en la que cambian la disolución en la que se encuentran de un color a otro, o de una disolución incolora, a una coloreada. Los más conocidos son el naranja de metilo, que vira en el intervalo de pH 3,1 - 4,4, de color rojo a naranja, y la fenolftaleína, que vira desde un pH 8 hasta un pH 10, transformando disoluciones incoloras en disoluciones con colores rosados / violetas.
2. Marco teórico Un ácido ci do dé bil bi l es aquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H+ y negativos A-, a diferencia de un ácido fuerte, que son electrólitos fuertes que, para fines prácticos, se supone que se ionizan completamente en el agua. La disolución entonces forma un equilibrio ácido-base en la siguiente forma: HA <=> H+ + A-
La constant e de ioni zación de un ácido cid o , es la constante de equilibrio para la ionización de un ácido . A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente mediante la magnitud de K a. Cuanto mayor sea el valor de K a, el ácido será más fuerte, es decir, mayor será la concentración de iones H en el equilibrio, debido a su ionización. Por lo general podemos calcular la concentración de ion hidrógeno o el pH de una disolución ácida en equilibrio a partir de la concentración inicial del ácido y del valor de su K a. O bien, si conocemos el pH de una disolución de un ácido débil así como su concentración inicial, podemos determinar su K a.
En este caso, El ácido acético, un ácido débil puede perder un protón (destacado en verde) y donarlo a una molécula de agua, H20, dando lugar a un anión acetato CH3COO- y creando un catión hidronio H 3O. Esta es una reacción de equilibrio, por lo que el proceso inverso también tiene lugar. (Rojo: oxígeno, negro: carbono, blanco: hidrógeno.)
+
La disociación del ácido genera iones de H+ en la solución, despreciando los pocos iones que pueda generar la disociación de las moléculas de agua. Para determinar la concentración molar de los iones, es necesario determinar su pH. El pH se define matemáticamente como el logaritmo negativo de la concentración molar de iones de hidronio o hidrogeno (pH=-Log H 3O+). El termino pH ha sido usado universalmente por la facilidad del su uso, evitando así el manejo de cifras largas y complejas. El pH típicamente va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo acidas las disoluciones con pH menor a 7 y las básicas las que tienen pH mayores a 7; siendo pH 7 un valor neutro (siendo agua el disolvente). En disoluciones no acuosas o fuera de las condiciones normales de temperatura y presión, un pH 7 no es neutro. Para medir de forma precisa el valor de pH, se utiliza un
En la reacción homogénea a estudiar, (ácido acético [acido débil] + NaOH [base Fuerte]) se determinó la constante de equilibrio del ácido Acético por medio del desarrollo de dos métodos: en el primer método se vertió en un vaso de precipitado cierta cantidad de ácido acético y se dio lectura directa del pH por medio de un pH-metro previamente calibrado a dos muestras del ácido acético a 0.1 M y 0.01 M. En el segundo método, se realizó una valoración por titulación; en donde a 10 ml de ácido acético 0.1 M se le añadió 3gotas de fenolftaleína, un indicador de pH, y se tituló con la base fuerte NaOH, luego se le añadió 10 mL 1
del ácido original y se tomó lectura del pH con el pHmetro. Se repitió este procedimiento con el ácido acético a 0.01 M.
Segundo método Solución pH 20 mL de Ácido Acético 0.1M + 4.68 3 mL de NaOH 0.1M 20 mL de Ácido Acético 0.01M + 4.87 1 mL de NaOH 0.1M Tabla 2. Solución de Ácido Acético con indicador titulada con NaOH a 25°C
3. Datos y cálculos Primer método Solución pH T °C Ácido acético 0.10 M 2.90 25 Ácido acético 0.01M 3.42 25 Tabla 1. Resultados de Medición de pH en Soluciones de ácido acético
Calculo de (Ka) según el segundo método a partir de solución de Ácido Acético 0.10M y 0.010M tituladas con NaOH
La reacción general de disociación es:
( ) -
CH3COOH↔CH3COO + H
+
Ka Solución de Ácido Acético 0.10M titulada con NaOH.
Calculo de la constante de equilibrio (Ka) según el primer método: medición con pH-metro solución de Ácido acético 0.10M y 0.010M. Para el cálculo de la constante de equilibrio (Ka), se utilizara la siguiente ecuación: ( )
Para determinar la constante de equilibrio se realizaron dos métodos, y probablemente hubo un inconveniente al tomar la medida de pH de la solución 0,01 M ya que nos arrojo un porcentaje de error muy alto.
Porcentaje de error para el primer método
En la práctica se experimentó con una reacción en fase homogénea en la cual se disocio el ácido acético; este por ser un ácido débil se disocia con facilidad y parcialmente en sus iones, llegando así a un equilibrio.
5. Resultados y Discusión
Valor Promedio de K a según el primer método
Porcentaje de error para el Segundo método
Ka Solución de Ácido Acético
Valor Promedio de Ka según el Segundo método
Ka Solución de Ácido Acético
Ka Solución de Ácido Acético 0.01M titulada con NaOH.
Para el cálculo del porcentaje de error se utilizara la siguiente ecuación: ( )
[ ][ ] [ ] [ ]
Una causa del error que se le puede atribuir al porcentaje de error de la solución 0,01 M analizada se le atribuye al primer método porque en este la determinación de la constante de acidez depende de la concentración inicial y del pH de la solución. Aunque esta puede afectar menos
2
al segundo método, ya que en este se trabaja con una disolución amortiguadora la cual tiene una concentración relativamente alta de acido que reacciona con los iones OHˉ y también con tiene una concentración similar de base para neutralizar los iones H +. Debido a esto la determinación de la constante es menos sensible a las impurezas por esto el segundo método puede ser mas exacto siempre y cuando se tenga un extremo cuidado en la realización de este proceso, puesto que este método se puede ver afectado por la dificultad por parte de el(los) analistas para observar el momento exacto donde empieza el cambio de color cuando se utiliza el NaOH por que si se pasa del punto de neutralización esto afectara la medida del pH y por consiguiente la constante de acidez.
Por esto la constante de equilibrio no depende de la concentración que tenga la solución ya que la concentración de los reactivos (acido) esta en proporción con los productos (iones), es decir, que cuando aumenta la concentración de los productos aumenta la de los reactivos y viceversa. Al calcular la constante de equilibrio no se tiene en cuenta la concentración de H + que aporta el agua, esto no quiere decir que ella no los forme, solo que esta al tener la capacidad de comportarse como base y/o acido, es decir, produce H+ y OHˉ; mientras que algun as moléculas de agua aceptan protones otras lo ceden casi ala misma proporción, por ello no ha de existir una cantidad despreciable de H + producido por agua, entonces esta cantidad se desprecia .
7. Respuesta a las preguntas del manual 1. La densidad de las soluciones 0,1 M y 0,01 M de acido acético se puede tomar como 1 gramo por mililitro. Calcule en ambos casos, la concentración del agua en la solución. Después de resuelto el problema, se debe entender el porqué la concentración del agua se puede constante en soluciones acuosas diluidas.
6. Conclusiones y discusiones
También se puede calcular Ka 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. La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y menor para los ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza de las bases. El pH de una disolución se define como pH = - log [H+]. En diluciones ácidas el pH es menor de 7. En diluciones básicas el pH es mayor de 7. De acuerdo con los porcentajes de error obtenidos podemos concluir que siempre que midamos el pH de una solución utilizando el peachímetro debemos cerciorarnos que este aparato de medición este bien limpio y calibrado con los buffers ya que este pudo ser el error que contribuyo de alguna manera a presentar un resultado erróneo en nuestros cálculos.
Solución 0,1 M
El segundo método provee mayor precisión para determinar la constante de equilibrio del ácido puesto que después de la serie de reacciones de neutralización y adición del mismo acido, se generó un solución amortiguadora, es decir una solución más estable Los % de error en el segundo método se podrían atribuir al exceso y defecto de NaOH en las soluciones de 0.1 M y 0.01 M de Ácido acético respectivamente La constante de equilibrio no depende de las concentraciones del ácido. En las soluciones diluidas la concentración del agua es casi constante. Con el indicador fenolftaleína, se observó un viraje rosado ligero en el pH lo cual quiere decir que en la solución predomina el carácter básico del NaOH sobre el carácter ácido del CH3COOH; teniendo en cuenta que el pH a aumentado La titulación es un proceso importante, ya que mediante esto se puede conocer y calcular la concentración de un segundo reactivo en una reacción, esta técnica requiere de mucha precisión debido a que una sola gota es necesaria para una variación de pH. A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de disociación. El porcentaje de disociación aumenta a medida que disminuye la concentración de la solución.
Así como se puede expresar en 1000 mL también se puede expresar en 1000 g
1000 g/L solución - 6 g/L CH3COOH = 994 g/L H2O
Solución 0,01 M
3
2. Calcule el porcentaje de disociación del acido acético en sus soluciones 0,1 M y 0,01 M CH3COOH ↔ CH3COOˉ + H
(0.1 - X)M
K a = 1,8 x 10
XM
Y el Ion CH3COOˉ reacciona con el agua. CH3COOˉ + H 2O ↔ CH3COOH + OHˉ
+
XM
K b = 5,6 x 10-10
-5
Resolviendo X = [CH3COOH] = [OHˉ] = 7,5 x 10 -6
pOH = -Log [OH-] = (7,5 x 10-6) = 5,12
Resolviendo la ecuación cuadrática tenemos que:
pH = 14 – pOH = 14 – 5,12 = 8,9
X = 1,4 x 10 -3 M
4. ¿De que manera podría emplear los fundamentos y técnicas introducidos en esta practica para encontrar la concentración inicial de una solución de un acido débil conocido?
%Disociación = 1.4 %
Utilizando el Segundo método experimentado en la práctica se puede obtener K a midiendo únicamente el pH de la solución, entonces,
Solución 0.01 M
K a =
CH3COOH ↔ CH3COOˉ + H +
(0.01-X)M
XM
10-pH
Después por el primer método se tiene que:
XM
Y como K a ya se conoce y el pH se puede medir entonces la concentración inicial del acido débil ( [ ] ) se puede hallar la ecuación anterior.
Resolviendo la ecuación cuadrática tenemos que:
X = 4,2 x 10 -4 M
5. los métodos descritos se pueden emplear para la determinación de la constante de disociación de bases débiles. Escriba las ecuaciones correspondientes para en este caso y las variaciones en el procedimiento correspondiente.
%Disociación = 4.2 %
XOH + ↔ X + OHˉ
3. ¿Cuál seria el pH de una solución 0,10 M de acetato de sodio CH3COONa?
Kb = [X ] [OHˉ]
Como el acetato de sodio es un electrolito fuerte, se disocia completamente en sus iones.
[X ] = [OHˉ] = 10 pH-14
CH3COONa → CH3COOˉ + Na +
[XOH] = [ ] – 10 pH-14
4
Por el segundo método:
Se divide la solución XOH en dos porciones iguales de A y B Se neutraliza B con solución de HCl u otro acido fuerte Se agrega A a B y se tiene que: [XOH] = [X ]
Kb =
[X ] [OHˉ]
= [OHˉ]
[XOH]
8. Bibliografía 1. PETRUCCI, R.H; HARDWOOD, W.S.; HERRING, F.G.; Química general 8ª ED. Pearson Education, Madrid 2003. Págs. 671,678 2. PCKERING, W.F.; Química analítica moderna. España, Reverte, 1976. 3. CHANG, R.; Química 7ª ED. McGraw-Hill, México 2003. Cáp. 16, Págs. 659,660. 4. MORTIMER, C.E.; Química 5ª ED. Grupo Editorial Iberoamérica, México 1996. Págs. 357, 385, 390, 395,408.
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