Constante de acidez del acido acético

RESUMEN

Se determinará la constante de acidez del acido acético de manera experimental, cuidando que los factores que puedan llegar a alterar el experimento sean mínimos para obtener un buen resultado.

INTRODUCCIÓN

Equilibrio químico Todos los procesos químicos evolucionan desde

los reactivos hasta la formación de productos a una velocidad que es cada vez menor, ya que a medida que transcurren hay menos cantidad de reactivos.

Por otro lado, según van apareciendo moléculas de los productos, estas pueden reaccionar entre si y dar lugar nuevamente a reactivos a una velocidad mayor.

El proceso continua hasta que la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de estos para formar nuevamente reactivos.

Es decir se llega a un estado dinámico en el que la concentración de todas las especies reactivos y productos permanece constante

Este estado se conoce como “equilibrio químico’’

“EL EQUILIBRIO QUÍMICO SE ESTABLECE CUANDO EXISTEN DOS REACCIONES OPUESTAS QUE TIENEN LUGAR SIMULTANEAMENTE A LA MISMA VELOCIDAD”

EQUILIBRIO IÓNICO

La mayoría de los compuestos inorgánicos cristalinos están formados por iones, es decir, partículas con cargas eléctricas producidas cuando un átomo o grupo de átomos, pierde o gana electrones, originándose iones positivos o negativos. Por lo tanto el equilibrio iónico es el estudio que se basa en la relación de las concentraciones de estas partículas en solución acuosa.

Existen diversos factores por los cuales se afectarían la reacción directa e indirectamente siendo los siguientes:

   Temperatura   Presión    volumen   concentración

La velocidad de una reacción, y el equilibrio químico, trabajan en función de la temperatura.

Debido a esto, una variación de temperatura afecta de forma desigual a las velocidades directa e inversa en función si dichas reacciones son endotérmicas o exotérmicas:

“Si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio” Principio de Le Châtelier

El término “perturbación” significa un cambio de concentración, presión, volumen o temperatura que altera el estado de equilibrio de un sistema.

TEORÍA DE BRONSTED-LORY

Un ácido es aquella sustancia capaz de donar (H+) protones en solución acuosa

Una base es aquella sustancia capaz de aceptar (H+) protones en solución acuosa

CONSTANTE DE ACIDEZ KA Y CONSTANTE DE BASICIDAD KB

Según los conceptos de ácido y de base de Brönsted y Lowry: “la fuerza de un ácido se mide por su tendencia a ceder protones y la de una base por su tendencia a aceptarlos”.

Pero también se puede definir por referencia al equilibrio de disociación en disolución acuosa.

Así, para un ácido genérico AH en disolución se produce la reacción reversible:

HA + H2O  < >  A-(aq) + H3O+(aq) Y la constante Ka de disociación del ácido

vendrá dada por:

que se denomina, también, constante de acidez.

Si el ácido es fuerte, su tendencia a ceder protones desplazará considerablemente el equilibrio hacia la derecha y la disociación será prácticamente total, lo que se reflejará en un valor elevado de Ka.

Análogamente se tendrá para una base genérica B:B + H2O  < >  BH+(aq) + OH-(aq)

Y la constante de disociación de la base o constante de basicidad será, en este caso:

Cuanto mayor sea Kb más desplazado estará el equilibrio hacia la derecha y, por tanto, mayor será la fuerza de la base o su capacidad para captar protones y convertirse en BH+.

En general, para una reacción del tipoácido 1 + base 2  < >  ácido 2 + base 1

Si el ácido 1 es más fuerte que el ácido 2 la reacción estará desplazada hacia la derecha y viceversa. Lo mismo sucederá con la base 2 respecto de la base 1.

CONSEPTO DE PK

Dado que las constantes de equilibrio vienen dadas, por lo general, como potencias de diez, es posible extender la idea recogida en la definición de pH al caso de los valores de K. Así, se define el pK, para una reacción en equilibrio, en la forma:

pK = -log K En equilibrios ácido-base la constante de

equilibrio se denomina constante de acidez o de basicidad y su pK constituye una forma de expresar su valor.

IMPORTANCIA EN PROCESOS INDUSTRIALES El saber qué condiciones favorecen el desplazamiento

de un equilibrio hacia la formación de un producto es de suma importancia en la industria, pues se conseguirá un mayor rendimiento, en dicho proceso.

Un ejemplo típico es la síntesis de Haber en la formación de amoniaco a partir de la reacción exotérmica.

N2(g) + 3 H2(g) --> 2 NH3(g)

La formación de amoniaco está favorecida por altas presiones (menos moles gaseosos de productos que de reactivos) y por una baja temperatura. Por ello esta reacción se lleva a cabo a altísima presión y a una temperatura relativamente baja, aunque no puede ser muy baja para que la reacción no sea muy lenta. Hay que mantener un equilibrio entre rendimiento y tiempo de reacción.

PROBLEMA

El problema consiste en la determinación experimental, de la constante de acidez del ácido acético proveniente del vinagre de los chiles en conserva de la marca “Soriana”.

HIPÓTESIS

El valor de la constante teóricamente del acido acético a 25°C es de 1,8 · 10-5

Utilizando la fórmula

DISEÑO EXPERIMENTAL

MATERIAL Matraz aforado 200 ml  Soporte universal   Bureta Pipeta volumétrica Potenciómetro Embudo de tallo corto Parrilla de agitación  Magneto 

REACTIVOS NaOH (Hidróxido de Sodio) C2H4O2Vinagre

H2O Agua destilada KHP ftalato de potasio

METODOLOGÍA

ESTANDARIZACIÓN DEL NaOH Se hervirán 300 ml de agua en un matraz de

fondo plano de 600ml. En un matraz de fondo plano y se enfriará el

matraz bajo el chorro de agua. En un matraz con tapón se agrega el agua

fría, 20 ml de solución 0.1N de NaOH libre de carbonato y se mezcla  tapando para prevenir la absorción de anhídrido carbónico

Se obtendrán varias muestras secas y puras de patrón primario KHP (Hidrogenoftalato de potasio o ftalato ácido de potasio), KHC8H4O4 (biftalato de potasio )

Se pesarán en la balanza analítica 5.105g de KHC8H4O4

PARA LA TITULACIÓN DE LA SOLUCIÓN DE NaOH.  Se prepararán 3 muestras de 40 ml de agua

previamente hervida con el Biftalato de Potasio A cada muestra se le agregarán 2 gotas de

Fenolftaleina Se procederá a titular Se enjuaga, seca, y llena una bureta de la

solución de NaOH diluida.

Al titular se usarán incrementos de 1 ml de solución de NaOH.

Finalmente se agregaran 1-2 ml más NaOH.

TITULACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO Se titularán tres muestras de 10.00 ml  del

vinagre con la solución de NaOH.Nota: Se omitirá el indicador de la

Fenolftaleína, para determinar con la computadora  el gráfico de la titulación.

CÁLCULOS PREVIOS

KHC8H4O4 + NaOH --> KNaC8H4O4 + H2O

N=N° Eq/L = n=(M)(L)= (.1 N)(.25 L)= 0.025 Eq NaOH0.025 Eq NaOH (40 g/1 Eq NaOH)= 1 g NaOH

N=n/L =(1g NaOH)(1molNaOH/40gNaOH)(1mol

KHC8H4O4/1molNaOH)(204.2g KHC8H4O4/1mol KHC8H4O4)=5.105g KHC8H4O4

BIBLIOGRAFÍA

AYRES, G. H. Análisis químico cuantitativo. Harla. México 1978.

OROZCO, D. F. Análisis químico cuantitativo, Porrúa. México, 1978

http://es.wikipedia.org/wiki/Principio_de_Le_Ch%C3%A2telier

http://www.natureduca.com/quim_acidez_equiquim04.php

https://analiticaunexpo.files.wordpress.com/2011/11/equilibrio-ionico1.pdf

http://ciencia-basica-experimental.net/2o-curso/acidez.htm#Resultados Experimentales