Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Estudios Superiores Zaragoza
Título del proyecto: Constante de acidez del ácido acético.
Alumnos: Hernandez Hernandez Suzzet Atziri Llaguno Ivan Diego Morales Mata
Equipo: 2
LBORATORIO DE CIENCIA BASICA II
Profesor: Eduardo Giles Velázquez
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Introducción: En la mayoría de los procesos industriales es muy importante el control de los niveles de pH que presenten los productos que son elaborados o las soluciones que serán utilizadas para alguna parte del proceso. Su medición se emplea normalmente como indicador de calidad, es por ello que su regulación es muy importante. Encontramos su uso frecuente en plantas que realizan tratamiento de aguas residuales (neutralización) antes de retirarla de la planta, en industrias alimentarias para las bebidas gaseosas, cervezas, yogurt, embutidos, alimentos, salsas, mermeladas, en la industria farmacéutica, para jarabes y medicamentos, en la industria cosmética, para controlar el nivel de pH de los productos que tendrán contacto con la piel, entre otros.
Objetivo general: Determinar la constante de acidez del ácido acético.
Objetivos particulares: Calibrar el potenciómetro, utilizar correctamente el potenciómetro, calcular el porcentaje de error con respecto al valor real.
Hipótesis: A partir de la neutralización de un ácido débil con una base fuerte, se podrá conocer su Ka de forma experimental usando la curva de titulación.
Variables independientes: Concentración del ácido acético, concentración del Hidróxido de sodio
Variables dependientes: pH de la titulación, Punto de equivalencia, Volumen de equivalencia, Ka
Variables constantes: Presión, temperatura ambiente.
Marco Teórico. Equilibrio Químico El equilibrio se establece, cuando la velocidad a la que se forman productos a partir de reactivos es igual a la velocidad a la que se forman reactivos a partir de productos. Mediante procesos dinámicos, que es un sistema cuyo estado evoluciona con el tiempo. Cuando ambas velocidades se igualan se consideran que el sistema está en equilibrio. En un sistema en el que se dice que el mismo se encuentra desplazando hacia la derecha hay más cantidad de productos presentes en el mismo que de reactivos y se encontrará desplazando hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se dice que el sistema es irreversible cuando transcurre hasta que alguno de los reactivos se consume completamente. Se produce en una única dirección se representa con una flecha. Mientras que cuando es irreversible es donde transcurre sin que ninguno de los reactivos se consuma completamente; la conservación de reactivos en productos no es total
→ Constante de equilibrio → Imagen 2.0 Constante de equilibrio
Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la condición de equilibrio se expresa mediante una ecuación del mismo tipo, con la diferencia de que las concentraciones se dan en molaridad. La constante de equilibrio, es el valor numérico que se obtiene al sustituir presiones parciales o concentraciones molares reales de equilibrio en la expresión de la constante de equilibrio. La expresión de la constante de equilibrio depende únicamente de la estequiometria de la reacción, no de su mecanismo. El valor de la constante de equilibrio a cualquier temperatura dada no
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depende de las cantidades iniciales de reactivos y productos. Tampoco importa si están presentes otras sustancias, en tanto estas no reacciones con un reactivo o producto. Se dice que el equilibrio está desplazado a la derecha (hacia los productos) de modo que la constante de equilibrio indica la mezcla de equilibrio contiene principalmente reactivos, en cuyo caso se dice que el equilibrio está desplazado a la izquierda. En general Keq >>> 1 El equilibrio está desplazado a la derecha; predominan los productos. Keq <<< 1: El equilibrio está desplazado a la izquierda; predominan los reactivos. Bases
Características de los ácidos
Sabor agrio Corrosivos a la piel
Neutralizan los efectos de las bases
pH menor a 7
Sabor amargo Son suaves al tacto, pero corrosivos con la piel Neutralizan los efectos de los ácidos
Ácidos y bases de Arrhenius Arrhenius vinculó el comportamiento de los ácidos con la presencia de iones H+ y el comportamiento de las bases con iones OH- en soluciones
acuosas. Arrhenius definió los ácidos
como sustancias que producen iones H en agua, y las bases como sustancias que producen iones OH- en agua. Arrhenius terminó expresándose como sigue: los ácidos son sustancias que, al disolverse en agua, aumenta la concentración de ione s H + , análogamente, las bases son sustancias que, al disolverse en agua, aumenta la concentración de iones OH - 1
Ácidos y bases de Bronsted-Lowry Bronsted y Lowry propusieron que las reacciones ácido-base implica la transferencia de iones H+ de una sustancia a otra
Una sustancia se comportaba como ácido, cuando cedía protones y como base cuando aceptaba protones. La tendencia a transferir protones era lo que caracterizaba a los ácidos, mientras que la tendencia
a
aceptarlos,
era
algo
característico
de
las
bases
según
esta
teoría.
Se puede considerar a las reacciones ácido-bases como equilibrios, en los que las sustancias formadas pueden transferirse también H+ entre ellas. En general, si expresamos como un equilibrio la reacción acido-base, tenemos:
Ácido + Base ↔ Ácido conjugado de la base + Base conjugada del ácido Siendo el ácido conjugado de la base, el que se forma cuando la base recibe un H+, y la base conjugada del ácido, es la base formada cuando el ácido cede un H+
Ácidos Débiles Con ayuda de la constante de equilibrio de la reacción se expresa la medida en la que un ácido débil se disocia. Si se representa un ácido débil general como HA
La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua: cuanto más grande es el valor de Ka, tanto más fuerte es el ácido.
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Tabla 1.0 Ka de algunos ácidos débiles Bases Débiles Las bases débiles reaccionan con el agua extrayendo protones del H2O, con lo cual se forma el ácido conjugado de la base e iones OH-
Imagen 5.0 base débil reaccionando con agua para formar una base conjugada e iones hidroxilos
Imagen 6.0 Ecuación de constante de basicidad del amoniaco Kb siempre se refiere a equilibrio en el que la base reacciona con agua para formar el ácido conjugado correspondiente y OH-. La siguiente tabla muestra nombres y constantes de bases débiles.
Titulación
Imagen 4 y 5. Curvas de titulación de una base débil con ácido fuerte, y un ácido débil con base fuerte
POTENCIOMETRO Un potenciómetro es un sensor utilizado en el método electroquímico para medir el pH de una disolución. La determinación del pH de una disolución, la determinación consiste en medir la potencia en que se desarrolla a través de una fina membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferentes concentraciones de protones la varita de soporte del electrodo es un vidrio. En consecuencia, se conoce muy bien la sensibilidad y la selectividad de las membranas de vidrio durante el pH.
Metodología: Determinación experimental de la constate de acidez del ácido acético. El siguiente es un esquema que representa la estrategia utilizada para llevar a cabo este experimento.
Determinación experimental de la constate de acidez del ácido acético.
Desecar 10 g de C 8H5KO4 a 100-110 °C por una hora
Calentar H2O destilada a 100°C de 10 a 15 min.
Dejar en desecador por un día
Pesar 0.6 g de NaOH y aforar a 50 mL con H2O biodestilada.
Pesar 1.53 g de C 8H5KO4 y aforar a 25 mL
Guardar la disolución.
Medir 0.28 mL de CH3COOH glacial y aforar a 50 mL
Titular el CH3COOH sobrante con NaOH
Medir alícuotas de 3 mL de NaOH
Titular el NaOH con C8H5KO4 usando fenolftaleína como indicador.
Obtener el valor de pKa graficando
log . .−. Calcular Ka del CH3COOH
Calibrar el potenciómetro.
Titular 20 mL de CH3COOH con NaOH hasta que el pH se mantenga constante
Obtener graficas de la primera y segunda derivada para obtener el puto de equivalencia. 7
Se desecó el biftalato de potasio a 100-110 °C por 10 min, y posteriormente fue guardado en el desecador por un día. Posteriormente se preparó una disolución con 0.6 g de NaOH y fue aforado a 50 mL con agua fría previamente biodestilada. Esta disolución se tituló con el biftalato de potasio. Con ayuda de una pipeta se midieron 0.28 mL de ácido acético para aforarlo a 50 mL. Usando una alícuota de 20 mL de esta disolución se realizó una valoración potenciométrica. Con estos datos se obtuvo la gráfica de la primera y segunda derivada y con ellas, el punto de equivalencia. Además se calculó el valor de la pKa graficando:
log . .−.
y así el valor
experimental de la Ka del ácido acético. Finalmente se tituló el ácido acético sobrante con NaOH
Resultados y discusión. Primeramente ocupando la tabla de datos obtenidos de la estandarización del (ver la tabla 1), se calculó la concentración real de la disolución de Volumen (ml) de
Volumen
Volumen
gastado (ml) de
Promedio
Gastado (ml) 3
3.75
3
3.25
2
2.5
2
2.1
2
2.3
con
de la siguiente manera:
En la tabla 1 se muestran dos valores distintos para
, esto se
debe a un error cometido durante la metodología por el cual nos
3.5
vimos obligados a ocupar 2ml de en vez de los 3ml que
inicialmente
2.3
se
tenían
establecidos.
Tabla 1
Basándose en la reacción:
+ ↔ +
Y sabiendo que la concentración de la disolución de
es de 0.3M y le relación
estequiometrica entre ambos reactivos es de uno a uno podemos calcular la concentración real de
ocupando la expresión:
=
En donde:
→ Concentración molar de
→ Volumen de
→ Concentración molar de
→ Volumen promedio gastado de
Y despejando la ecuación para obtener
la cual es nuestra única incógnita.
=
Primeramente se calculó la concentración de
para 3ml de
pues como se mencionó
anteriormente, se tuvo que modificar el volumen ocupado pa ra las alícuotas de
, por ende
se tiene que calcular una concentración para ambos volúmenes (ml) ocupados. Para 3ml de
se obtuvo la concentración de la siguente manera:
3 0. 3 = 3.5 3 = (0.3 )0.85714 = 0.2572 2 0. 3 = 2.3 2 = (0.3 )0.869565 = 0.2609 Sacando el promedio entre ambas concentraciones:
9
+0.2609 0. 2 572 = 2 = 0.25908
Analizando la concentración obtenida de
con los cálculos, se puede observar que este dato
difiere del valor teórico que se deseaba obtener que era 0.3M, tomando en cuenta que la cantidad de
que se peso fue exactamente de 0.60003g, se llegó a la conclusión de que la causa d e un
error en la concentración verdadera de la disolución pudo ser un error en el cuidado de las perlas de
antes de disolver.
Posteriormente al finalizar la neutralización de
(20ml) con
potenciómetro se obtuvo los siguientes datos (ver Tabla 2).
Volumen añadido (ml) de
pH
0
3.36
0.5
3.68
1
4
1.5
4.13
2
4.26
2.5
4.63
3
5
3.5
5.24
4
5.48
4.5
5.72
5
5.97
5.5
9.10
6
12.24
6.5
12.41
7
12.58
Para esta neutralización se hizo de nuevo un
cambio
en
el
volumen
ocupado
de
para preparar la alícuota, es
decir, se preparó una alícuota de 20 ml de
destilada.
y se le agrego 5 ml de agua
ocupando el
Graficando los datos de esta tabla, se obtuvo la siguiente grafica de la curva de titulación entre un ácido débil en este caso
y una base fuerte que en este caso es
(ver Grafica 1):
Grafica 1
Analizando la gráfica de la curva de titulación se dedujo que el punto de equivalencia debía encontrarse entre los 5 y los 6 ml de
, sin embargo, para obtener un resultado preciso se
ocupó del método de derivadas para obtener el punto de equivalencia real el cual proporcionó los resultados que se pueden observar en la Tabla 2.
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Volumen añadido (ml) de
pH
0
3.36
0.5
3.68
1
4
1.5
4.13
2
4.26
2.5
4.63
3
5
3.5
5.24
4
5.48
4.5
5.72
5
5.97
5.5
9.10
6
12.24
6.5
12.41
7
12.58
7.5
12.65
8
12.73
8.5
12.73
9
12.73
9.5
12.73
0.64
-0.76
0.26 0.96 0.74 -0.52 0.48 0 0.48 11.56 6.26 -11.84 0.34 -0.4 0.14 -0.28 0
0
0
Tabla 2
Después de esto se graficaron los datos tanto d e la primera como de la segunda derivada, ambas con respecto al volumen añadido de
. Primero se graficaron los resultados de la primera
derivada y como resultado obtuvimos la Grafica 2.
Grafica 2
Próximo a esto, se graficaron de igual manera los resultados de la segunda derivada con respecto al volumen de
y se obtuvo la Grafica 3.
Grafica 3
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El hecho de que se haya realizado la segunda derivada de los datos de pH obtenidos se debe a que, en efecto, la primera derivada sirve para calcular el punto de equivalencia, sin embargo, existe un margen de error muy grande como para poder tomarlo como un dato confiable. Caso contrario con la segunda derivada, pues de esta manera se disminuye el rango de error en el resultado del punto de equivalencia que en este caso se encuentra en el punto cuyas coordenadas son (5.49, 0) como se muestra en la Gráfica 3, esto quiere decir que nuestro volumen de
=
equivalencia se encuentra al agregar 5.49 ml de
. Con este resultado podemos obtener la
concentración real de nuestra disolución de
con la expresión que enateriormente se
utilizo.
En donde, en este caso:
→ Concentración molar de
→ Volumen de equivalencia de → Concentración molar de
→ Volumen de
Y despejando la ecuación para obtener
la cual es nuestra única incógnita:
= 5.49 0. 2 5908 = 20 = (0.25908 )0.2747 = (0.071169 )
De acuerdo con la metodología, la concentración de nuestra disolución de
de 0.1M, sin embargo, hay que recordar que en nuestro caso, la alícuota de preparo con 20 ml de
debía ser se
y con 5 ml de agua destilada, esta modificación afecto
directamente con el pH inicial de la disolución acida lo que a su vez afecto directamente al volumen de equivalencia del
. Tomando en cuenta que se midieron 0.28ml de
y se aforo la disolución a 50 ml, la concentración teórica esperada era de 0.09808 M, sin embargo como ya se mencionó, a la alícuota preparada para la neutralización se le agregaron 5 ml de agua destilada, acción que modifico la concentración molar de nuestra alícuota. La concentración real de esta alícuota se calculó de la siguiente manera:
→ 0.28 ó → 0.050 [] → 0.09808
Obteniendo el número de moles presentes en 20 ml de la disolución:
= (0.09808 )0.02 = 1.961610−
1.961610− − 1 . 9 61610 [] = 0.025 [] = 0.07846
Después se calculó la concentración de
en 25 ml:
Con esto podemos observar que el hecho de que la concentración de nuestra disolución sea tan baja con respecto a 0.09808M es que al agregar 5 ml de agua destilada la concentración se vio modificada y disminuyo hasta 0.07846 M, valor que al compararse con el experimentalmente obtenido (0.071169 M) se logra comprobar que la diferencia es menos significativa.
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Finalmente se obtuvo el valor de Ka del
ocupando los resultados obtenidos en la
Tabla 1 y a la vez empleando la expresión:
En donde
= +log (. ) . → = + log . −
Esta expresión se ocupa ya que es de la forma de pKa del
y con ella podemos obtener el valor
para ello se realizó una gráfica de
se ocupó cada valor de pH con su respectivo volumen de
contra
, para ello
añadido, por lo tanto la tabla
quedo de la siguiente manera (Tabla 3):
Volumen añadido (ml) de NaOH
log (. )
pH
0.5
-0.9994
3.68
1
-0.6526
4.00
1.5
-0.4253
4.13
2
-0.2423
4.26
2.5
-0.0783
4.63
3
0.0802
5.00
3.5
0.2443
5.24
4
0.4277
5.48
4.5
0.6558
5.72
5
1.0052
5.97
Tabla 3
En esta tabla el intervalo de volumen que se ocupo fue (0 , 5] debido a que cifras fuera de ese rango causaban una indeterminación en la expresión logarítmica. Después de se graficaron los valores de
log . −
Grafica 4 y la Tabla 4.
en función de los valores de pH, esto se puede observar en la
Tabla 4
Grafica 4
Una vez linealizando los puntos de esta gráfica, la recta ajustada queda de la forma siguiente (ver Grafica 5)
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= 4.81+1.26 = +log . −
La ecuación de esta recta ajustada es pertenece a la expresión
y recordemos que esta ecuación
. Ahora para calcular el valor de Ka se
tiene que encontrar un punto en la recta en la que la expresión
log . − = 0
= 0 = 4.81+1.260 0 = 4.81 0= ∴ = 4.81 = ∴ = 4.81
, pues es
justo en ese punto en el que el
, para esto simplemente se debe evaluar la función:
Sustituyendo
y si el
Recordando la expresión:
= ∴ 4.81 = log
Despejando Ka de esta ecuación nos queda finalmente la expresión:
= 10−. = 1.55210−
Al final pudimos observar que existe una diferencia notable entre nuestro valor de Ka experimental y el valor teórico que esperábamos el cual es de
1.810−
, con este resultado
obtuvimos el porcentaje de error:
100 % = − 1.55210− 1 . 8 10 % = 1.810− 100 % = 13.7%
Con esto se contrasta que existe un margen de error notable entre el valor experimental y el valor teórico que se esperaba obtener, esto pudo deberse a errores sistemáticos cometidos a lo largo de la metodología que pudieron haber modificado el pH de las disoluciones
Conclusiones. Nuestra hipótesis no se cumplió exitosamente debido a la imprecisión de los resultados, sin embargo se obtuvo un valor cercano a la constante de acidez teórica y de esta manera se puede clasificar, en efecto, al ácido acético como un ácido débil.
Bibliografía.
Orozco, D. F. Análisis químico cuantitativo, Porrúa. México, 1978
Ayres, G. H. Análisis químico cuantitativo. Harla. México 1978.
T. L. Brown, H. E. Le Way y B. E. Bursten. "Química La ciencia central", 5ª. Edición, Editorial Prentice-Hall Hispanoamericana S.A., México, 1992, pp. 1159.
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