DETERMINACIN_DE_LA_CONSTANTE_DE_EQUILIBRIO_PARA_UNA_REACCIN_HOMOGNEA_3_arreglo[1]

5/9/2018 DETERMINACIN_DE_LA_CONSTANTE_DE_EQUILIBRIO_PARA_UNA_REACCIN_HOMOGNEA_3_arre...

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DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA UNAREACCIÓN HOMOGÉNEA.

Ana María Salas Piña, Jesica Alejandra Bolaños Gómez, José Luis CorralesDepartamento de Química, Facultad de Ciencias, Universidad del Valle Cali

RESUMEN

La práctica de laboratorio se basó en el cálculo y determinación de la constante deequilibro por medio de los métodos: toma de pH y titulación acido-base, para una reacciónhomogénea, utilizando ácidos débiles como el ácido acético 0.10M y 0.01M y una basefuerte como NaOH 0.10M. Para el trabajo de laboratorio, en un vaso de precipitados severtió 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 añadió10.0mL 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 pHfue de 4,73.

Palabras Claves: Reacción Homogénea, Concentración, Constante de Equilibrio, ÁcidoDébil, Peachímetro.

1. INTRODUCCION.

Esta práctica se centra en obtener laconstante de equilibrio (ka) por medio dedos métodos distintos tomando medidasdel pH de las distintas soluciones. Es

El primer método consiste en la medidadirecta del pH de la solución es decir nose somete a ninguna reacciónsimplemente se realiza la lectura de supH con ayuda de un instrumento demedida en este caso un peachimetro .La

segunda parte de la práctica consiste ensometer a la solución a una serie dereacciones para volverla más estable yasí proceder a tomar su respectivamedida del pH para calcular su constantede equilibrio.

2. METODOLOGIA.

La práctica se dividió en dos partes. Laprimer parte consistió en tomar un vasode precipitados limpio y seco. En este severtió una cantidad de ácido acético0.10M, la suficiente para que el electrododel peachimetro quedara sumergidodentro de la solución, de ahí se procedióa hacer la lectura del pH con elinstrumento de medida en este casoEstamos hablando del peachimetro.

Antes de realizar estas medidas se debecalibrar el instrumento y enjuagar loselectrodos antes de cada medida paraevitar la contaminación de las soluciones.Luego se repitió el mismo proceso parael ácido acético 0.01M.

La segunda etapa de la práctica consistióen hacer la titulación del ácido acético



0.10M con el NaOH 0.10M hasta llegar alpunto de equivalencia. Para poder notar cunado la solución llego a este punto sele adicionaron al ácido acético 3 gotas defenolftaleína, el cual es un indicador de

pH que cambia de color cundo sealcanza el punto de equivalencia.

Después de esto a la solución obtenidase le agregan 5mL de ácido acético y seprocede a realizar la lectura de su pHcon el instrumento de medida. Despuésde esto la solución se vuelve aneutralizar para poder verterla en eldesagüe.

Por último se repite este mismo procesopara el ácido acético 0.010M.

3. CALCULOS Y RESULTADOS

Primer método.

Solución Temperatura pH Ácido acético0.10M

26.7 2.95

Ácido acético0.010M

26.8 3.32

y Cálculo de Ka 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


Ka = (10-3.32) × (10-3.32)/(0.1-10-3.32)

= 2,40×10-5

Segundo método.

Solución

Tem°c

pH mL deNaOH paraneutralización

Ácidoacético0.10M

28.6 4.68 8.4

Ácidoacético0.010M

27.8 4.73 2.8

y Cálculo de Ka según el segundométodo:


Ka = (H+)

Ka = 10-4.68= 2.0×10-5


Ka = 10-4.73= 1,86×10-5

y Valor promedio para la Ka

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%



y Valor promedio para la Ka determinada según el segundométodo:

Ka = (2.0×10-5+ 1,8×10-5)/2

= 1,9×10-5

Solución 0,1M

%Error= (1,9×10-5-2,0×10-5/1,9×10-5)×100%

= 5.26%

Solución 0,01M

%Error= (1,9×10-5-1,8×10-5/1,9×10-5)

×100%

= 5.26%

Según resultados de los cálculos sepuede inferir que el segundo método esmás eficiente que el primero, elporcentaje del segundo método esmucho menor que el del primer métodoEsto se debe a la presencia de una baseconjugada ³(buffer) en la solución final, el

cual hace al método menos sensible a lapresencia de impurezas ácidas o básicasen los reactivos usados para preparar lassoluciones´1.

y Valor teórico de la Ka del ácidoacético: 1.82 ×10-5.

0.1M

Primer Método: % error =

%21.30%100

1082.1

10x1.271082.1

5

-55

!

x

x

x

Segundo Método: % error =

%8.9%100

1082.1

102.0x1082.1

5

-55

!

x

x

x

0.01M

Primer Método: % error =

%86.31%100

1082.1

10x2.401082.1

5

-55

!

x

x

x

Segundo Método: % error =

%19.2%100

1082.1

101.86x1082.1

5

-55

!

x

x

x

4. DISCUSIÓN.

Primer método:Según los resultados obtenidos en loscálculos podemos decir que el primer método no es una manera tan eficazpara hallar la constante de equilibrio. Elporcentaje de error que muestra este

método es alto lo cual hace que el valor de la constante de equilibrio halladaexperimentalmente en la práctica estealejado del valor teórico. Los posibleserrores pueden proceder principalmentede la medida de conductividad ya que elinstrumento es muy sensible a posiblesimpurezas tanto del propio material comodel agua destilada.El instrumento de medida en este casoes un peachimetro ³el cual es un sensor utilizado en el método electroquímico

para medir el pH de una disolución. Ladeterminación de pH consiste en medir elpotencial que se desarrolla a través deuna fina membrana de vidrio que separados soluciones con diferenteconcentración de protones. Se llena elbulbo con la solución de ácido clorhídrico0.1N saturado con cloruro de plata. El



voltaje en el interior del bulbo esconstante, porque se mantiene su pHconstante (pH 7) de manera que ladiferencia de potencial solo depende delpH del medio externo´2.

El alambre que se sumerge al interior (normalmente Ag/AgCl) permite conducir este potencial hasta un amplificador deesta manera se puede obtener la lecturadel pH. Como ya lo mencionamosanteriormente el gran porcentaje deerror en el primer método está dado por la contaminación del ácido, posiblementepor exposición al medio, por el contactocontinuo con otros instrumentos

posiblemente contaminados o tal vezporque antes de realizar cada medida loselectrodos del peachimetro eran lavadoscon agua destilada y previamentesecados antes de ser sumergidos en elácido. Este secado puede ser que no sehaya realizado de la mejor manera lo quepudo haber alterado la concentración dela disolución

Estos factores influyen en los cálculos

puesto que el peachimetro es uninstrumento muy sensible y aquellasimpurezas o los factores ya mencionadospueden alterar la lectura del pH lo queocasiona un error a la hora de realizar loscálculos.

Segundo método.

El segundo método consistió en latitulación del ácido acético con el NaOH

hasta alcanzar el punto de equivalencia.

Se denomina titulación ³al procedimientopara determinar la concentración de unácido o una base en la solución, por medio de la adición de una base o de unácido de concentración conocida´3.

Durante la titulación, el punto en que se

neutraliza un ácido o una base sedenomina punto de equivalencia.Para reconocer el momento en que lasolución ha alcanzado el punto deequivalencia al ácido acético se leagregan 3 gotas de fenolftaleína q hacen

q la solución cambie de color cuando yase ha alcanzado este punto. ³El cambiode color está dado por las siguienteecuación química:

H2Fenolftaleína + 2 OH Fenolftaleína2

+ 2 H2O

Incoloro Rosa.´4

Si se va añadiendo poco a poco unabase a un ácido, el pH de la solución seincrementa con cada adición de base

El pH de la solución antes del punto deequivalencia se determina por laconcentración del ácido que aún no hasido neutralizado por la base. El pH en elpunto de equivalencia es el pH de la salresultante debido a que la sal que seproduce a pH 7,00.El pH de la solucióndespués del punto de equivalencia estádeterminada por la concentración delexceso de base en la solución. O en estecaso está dado por el exceso de ácidodebido a que cuando la solución se haneutralizado se le agrega más ácidoacético para realizar la lectura de su pH.

Se puede inferir que el segundo métodoes más eficiente que el primero. Esto sedebe a la presencia de una baseconjugada (buffer) en la solución final, elcual hace al método menos sensible a la

presencia de impurezas ácidas o básicasen los reactivos usados para preparar lassoluciones. Lo que logra que estasolución sea menos sensible a lacontaminación y las impurezas, como yalo mencione anteriormente es cuando selogra obtener ³una solución reguladora(buffer) haciendo reaccionar



parcialmente por (neutralización) unácido débil con una base fuerte. O unácido fuerte con una base débil. Una vezformada la solución reguladora, el pHvaria poco por el agregado de pequeñas

cantidades de ácido fuerte o de una basefuerte Las soluciones ""reguladoras"" oBuffer son capaces de mantener acidezo basicidad de un sistema dentro de unintervalo reducido de pH´5 lo que haceque la lectura del pH tomada mediante elsegundo método sea más eficaz a lahora de realizar los cálculos para hallar laconstante de equilibrio.

5. PREGUNTAS.

1. Datos:

Molaridad (M) = 0,1 mol/ Lvolumen: 10mL= 0,01L

W (CH3CO2H) = 60 g /mol

V = m/d

0,1mol/ L×60 g /mol = 6 g/ L6 g/ L×0,05L =0,3g de soluto

v = 0,3 g / 1g mL-1

= 0,3 mL= 3×10-4 L de CH3COOH10mL±0.3mL = 9.7 mL de ácido acético.Con esto se puede evidenciar que lacantidad de agua en el acido es mínima(0.3) por lo cual se asume como unaconstante.

2. Porcentaje de disociación del ácidoacético 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

= 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 deacetato de sodio CH3COONa será iguala:

CH3COONa(s) = Na+(ac) + CH3COO-

CH3COO-+H2O=CH3COOH+OH-

0.10

-x

0.00

x

0.00

x

0.10-x 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

pH= 14± 5.12 = 8.8 como se esperaba lasolución es básica.

4. La concentración inicial de unasolución de un ácido débil desconocidose puede determinar a partir de unatitulación por método volumétrico ya quese tiene que al mezclar volúmenesiguales que tienen la misma normalidad,un litro de base neutralizara un litro deácido. Con ello ya se tiene la



concentración del ácido adicionando laconcentración de la base conocida.

5. Para la determinación de la constantede disociación de bases débiles (Kb) laproducción de (OH-)> (H+) y por tantoel pH> 7. Debido a que para estasreacciones se consumen muy pocasmoléculas de agua (H2O) se trata comouna constante. Entonces la Kb quedaexpresada como:

Kb = K (H2O)

Para la resolución de problemas queincluyen bases débiles se sigue el mismoprocedimiento que para ácidos débiles.

La diferencia principal es que se calcula(OH-) primero en lugar de (H+).

X + H2O X+ + OH-

La constante de equilibrio está dada por

K= [X+] [OH-]

[X][H2O]

Entonces tendríamos que la constante deionización básica (Kb), que es laconstante de equilibrio para la reacciónde ionización es expresada así:

Kb = K [H2O]= [X+] [OH-]

[X]

Los problemas presentados con basesdébiles se resuelven como los problemas

de ácidos débiles, con la diferencia quese calcula primero [OH-], en lugar de [H+].

6. CONCLUSION.

Con el experimento llevado a cabopodemos llegar a las siguientesconclusiones:

1. Se puede calcular Ka a partir de laconcentración inicial del ácido y del pHde la disolución o bien se puede usar laKa y la concentración del ácido paracalcular las concentraciones de equilibriode todas las especies y el pH de la

disolución.

2. La titulación ácido-base es una técnicaeficaz para la determinación de especiesen soluciones acuosas.

3. La constante Ka para un ácido débil esmenor en comparación con la Ka de losácidos fuertes, ya que esto se debe a ladisociación, entre menos disociable seael ácido menor Ka posee y si el ácido se

disocia completamente este va a obtener mayor Ka.

7. BIBLIOGRAFIA.

1.http://www.monografias.com/trabajos73/preparacion-soluciones-buffer/preparacion-soluciones-buffer.shtml

2. http://es.wikipedia.org/wiki/PH-metro

3.http://es.wikipedia.org/wiki/An%C3%A1lisis_volum%C3%A9trico

4.http://html.rincondelvago.com/quimica_ 122.html

5.http://www.monografias.com/trabajos73/preparacion-soluciones-buffer/preparacion-soluciones-buffer.shtml

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