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Universidad de San Carlos de Guatemala Facultad de Ingeniería Escuela de Ingeniería Química Área de Química Laboratorio de Análisis Cualitativo Impartido por: Ing. Gerardo Ordoñez

PRACTICA No.1 DETERMINAION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ESPECIE MONOPROTICA DEBIL SECCION 1.Resumen 2.Objetivos 3.Marco Teórico 4.Marco Metodológico 5.Resultados(Pruebas de identificación) 6.Interpretacion de Resultados 7.Conclusiones 8.Bibliografia 9.Apendice 9.1 Datos Originales 9.2 Muestra de Calculo (incluye análisis de error) 9.4 Datos Calculados Total

PUNTUACION 10 5 5 5 15

CALIFICACION

30 15 5 10 1 5 4 100 puntos

Salma Magali de la Rosa Posadas 201801355 Guatemala, 21 de Febrero del 2019

Resumen La constante de acidez, se refiere a la fuerza de un ácido en una reacción, en este caso específico, de un ácido débil, fue el objetivo de esta primera práctica Para la determinación de los valores experimentales de la constante de equilibrio Ka (Constante de Acidez) de un ácido débil, siendo el ácido acético (CH3COOH), se trabajaron con diversos métodos gráficos para la determinación de este, cada uno con sus condiciones propias. Con datos iniciales, cuales el potencial de hidrogeno (pH) de la solución, en el momento preciso en el cual se iba añadiendo un mL de titulante, el Hidróxido de Sodio y así sucesivamente, para poder tener las ordenadas y abscisas de las gráficas que fueron herramienta para el encuentro del Ka. Encontrándose valores de pH en puntos de equivalencia (puntos de inflexión) y con concentraciones descritas más adelante, además, se trabajó, además con un modelo matemático. Encontrando valores de pKa experimentales y relacionándolos con valores teóricos, esto en orden de determinar, cuál de estos –cuatro- métodos gráficos y el método matemático, sería más exacto

Objetivos General Determinar la constante del equilibrio de acidez y el pKa de un ácido débil, a partir de valores experimentales. Específicos Establecer una expresión matemática que relacione las cantidades de las especies en el equilibrio. Determinar el punto de inflexión y el punto de equivalencia, a partir de las gráficas utilizadas y calcular la constante de equilibrio experimental Ka, a partir de estos puntos. Comparar el porcentaje de error de cada método con respecto a valores teóricos.

Marco Teórico En 1887, Svanté Arrhenius, propuso que un electrolito se disocia en iones en solución acuosa. Un ácido, fue definido como una sustancia que se disocia en agua y que produce iones H+(ac) en solución acuosa; y una base, es una sustancia que contiene iones de hidróxido OH-, o que se disuelve en agua para producir iones de hidróxido hidratados OH-(ac) en solución acuosa. Todos los iones están hidratados en solución acuosa. La fuerza de un ácido o una base se determina por el grado de disociación del compuesto en agua.

El concepto de Arrhenius está seriamente limitado por su énfasis en el agua y en reacciones en solución acuosa.

En 1923, Johanes Bronsted y Thomas Lowry, propusieron que: un ácido es una sustancia que puede donar un protón y, una base es una sustancia que puede aceptar un protón. Las sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases se llaman: anfipróticas. En términos de Bronsted, la fuerza de un ácido se determina por su tendencia para donar protones, y viceversa la fuerza de la base, a la tendencia de aceptarlos.

De lo anterior se deduce que, mientras más fuerte es el ácido, más débil será la base conjugada.

Los hidróxidos insolubles, sin embargo, reaccionan como bases con los ácidos. Así, la reacción de un ácido y una base, es una reacción de neutralización, produce el disolvente como uno de sus productos, es decir, que es una reacción de metátesis en la cual se produce agua. H+(ac) + OH-(ac) H2O Análisis volumétrico El análisis volumétrico es el que depende de la medida del volumen de una solución que tiene una concentración exactamente conocida.

Se usa un procedimiento llamado titulación o estandarización. En una titulación una solución de concentración conocida llamada solución estándar o solución patrón, se agrega al volumen medido de una solución de concentración desconocida, hasta que la reacción sea completa.

La solución patrón, siendo el titulante, se coloca en un tubo graduado llamado bureta, desde la cual, se descarga de una manera controlada sobre un volumen medido de la solución desconocida, o una masa de peso conocido de un sólido desconocido disuelto en agua, llamado analito, se colocan en el recipiente junto con pocas gotas de una sustancia conocida como indicador (de pH). La solución patrón de la bureta se agrega lentamente hasta que el indicador cambie de color. Durante el proceso de adición, el contenido del recipiente se mantiene homogéneo agitándolo.

En el punto de equivalencia, que está indicado por el cambio del color del indicador, se han utilizado cantidades equivalentes de los dos reactivos. Se lee, por consiguiente, el volumen descargado de la solución patrón utilizado en la solución.

Se usan tres tipos de análisis volumétrico. Se basan en reacciones de precipitación, neutralizaciones ácido-base y reacción de óxido-reducción.

Puntos de equivalencia El punto de equivalencia de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valor ante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, es decir, esta reacciona exactamente con ella. El punto de equivalencia es el punto en el cual el ácido ha reaccionado o neutralizado completamente a la base o viceversa. El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.

Fuerza de los ácidos y bases Aunque un ácido se puede definir con cualquiera de las definiciones descritas anteriormente, la fuerza de un ácido usualmente se define con los conceptos de Arrhenius. Un ácido fuerte es aquel que presenta una alta disociación, en su generalidad completa, y produce iones H+ y aniones. Un ácido débil se disocia parcialmente, por lo que presenta una constate de disociación relativamente pequeña, Ka, mientras que la constante de acidez de un ácido fuerte tiene un valor alto. Las bases se definen de manera similar. Por ejemplo, se consideran sustancias fuertes aquellas con Ka>E-2, débiles a menores que este punto y muy débiles a aquellas con Ka<E-7.

Efecto de las Concentraciones Un aumento en la concentración de uno de los reactivos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso que se disminuya dicha concentración. Y un aumento de la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya Las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio no son siempre las mismas, dependen de las concentraciones y de la temperatura. Si existe una relación constante entre las concentraciones en el equilibrio.

pH La concentración de (H+)(ac) en solución se puede expresar en términos de la escala de pH. El logaritmo común de un número es la potencia a la cual debe elevarse 10 para obtener el número, debido a que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia son números muy pequeños, se utilizó el logaritmo. El pH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno.

pOH El pOH de una solución se define en los mismos términos, con el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido.

La relación entre el pH y el pOH se puede obtener de la constante de agua; siendo esta ecuación otra forma de expresar la relación entre la concentración de ion H+ y la concentración del ion OH-. El pOH es el logaritmo negativo de la concentración de iones hidróxido Las concentraciones de [H3O+] y [OH-] en disolución, tienen como resultados, cantidades muy pequeñas que se hace incómodo manejar, por lo cual, se utiliza la forma más rápida y práctica para medir la acidez y basicidad de una disolución, es decir, utilizando el concepto de pH. Por definición, el pH de una disolución es el logaritmo negativo de una expresión numérica de la concentración molar de iones [H3O^+]. Así, una disolución acuosa vale: pH = log 1/[H3O+] = -log [H3O+] El resultado del cálculo del pH, es una cantidad a dimensional y sin unidades. Los ácidos y las bases fuertes, se encuentran casi completamente ionizadas, en disoluciones acuosas diluidas, así que, pueden calcularse las concentraciones de los iones [H3O+] y [OH-], por lo cual, el pH también, directamente a partir de las concentraciones del ácido o de la base en cuestión. El conocimiento del pH de las disoluciones tiene mucha importancia para poder interpretar el comportamiento de las distintas sustancias en las reacciones químicas, ya sea en los sistemas inorgánicos, como en los sistemas biológicos. En los laboratorios, la medición del pH de las disoluciones, se lleva a cabo a través de aparatos conocidos con el nombre de pehachímetros. Estos funcionan mediante unos electrodos que se introducen en la disolución a tratar, pudiendo leer rápidamente la escala de valor del pH, en dicha maquina. De la misma manera que el pH, el pOH se define como: pOH = log 1/ [OH-] = – log[OH-]

El pH y el pOH, mantienen una relación cuando son de la misma disolución acuosa, siendo bastante fácilmente deducible, a través de la expresión del producto iónico del agua ( Kw): [H3O+] . [OH-] = 10^-14 Si en la anterior expresión, tomamos logaritmos decimal en ambos miembros, obtenemos lo siguiente: log ([H3O+] . [OH-]) = log 10^-14 log [H3O+] + log [OH-] = -14 Multiplicando esta expresión por -1, se obtiene: -log [H3O+] –log [OH-] = 14 Así, finalmente, y siguiendo las definiciones de pH y de pOH, tenemos que: pH + pOH = 14

Marco Metodológico Materiales y Equipo 

Acido Acetico



Hidroxido de sodio



Fenolftaleina



Biftalato



Soporte



Potenciometro



Balon aforado de 50 ml



Erlenmeyer de 250 ml

Procedimiento Volumen de Fenolftaleina Se preparo 100ml de una solución de 0.1 M de NaOH Se estandarizo la solución de NaOH con una solución de 10 ml de Biftalato. se observó el volumen al que vira la fenolftaleína. Medicion de pH Se preparo 100 ml de una solución 0.1 M de acido acético. Se vertió 10 ml de la solución en erlenmeyer y se midió el pH con un potenciómetro. Se vertió a la solución de acido acético las cantidades de NaOH estipuladas en la tabla No.1, así se midió el pH en cara corrida respectiva.

Diagrama de Flujo Volumen de Fenolftaleína Inicio

Se preparo una solucion NaOH

Se estandarizo con Biftalato

Se observo su viraje.

Fin

Medición de pH Inicio

Se preparo una solucion Acido acetico

Se midio el pH

Se hicieron las corridas resectivas Fin

Resultados

Interpretacion de Resultados

Conclusiones

Bibliografía HUHEEY, J.E.; KEITER, E.A.; KEITER, R.L.. "Química Inorgánica: Principios de Estructura y Reactividad". 4ª edición. Cap. 9. Pags. 336-345; 349-352; 361-369; 371. Chang, Raymon. Ácidos y Bases. López Bautista, Jorge E. Química I. Bogotá, Mc Graw Hill, 2009. Consulta: Capítulo 15. Páginas: 670– 678 Muhlenberg College

Química. Teorías de ácidos y bases. Ing. Charles E.

Mortimer México, Grupo Editorial Iberoamérica, 1983. Consulta: Capítulo 14. Págs. 363– 372; Capítulo: 15. Págs. 389 – 411.

Apéndice