Constante De Equilibrio

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA UNA REACCION HOMOGENEA

PRESENTADO A:

JHON HUERTADO BELARCAZAR

PRESENTADO POR:

JESSICA ANDREA VALENCIA

JONATHAN PUERTA

KEVIN HENAO

OBJETIVOS

Introducir al estudiante en el estudio de los equilibrios de neutralización acido-base.

Determinar la constante de acidez de un ácido débil usando dos métodos.

RESUMEN

En esta práctica de laboratorio se llevó a cabo el estudio o análisis de los equilibrios de neutralización acido-base, para así determinar la constante de acidez de un ácido débil usando los dos métodos el de la solución (0.10M y 0.010) de ácido acético, y el método de titulación con la solución de ácido acético (0.10 M y 0.010M) titulando con la solución de NaOH (0.10M) añadiendo ácido acético original igualmente para la solución (0.10M y 0.010M) de ácido acético titulado.

.

INTRODUCCION

Toda reacción química tiende al equilibrio. Cuando se perturba un sistema de equilibrio, éste se ajusta de tal manera que minimiza el efecto de la perturbación. Este es el enunciado del principio de Le Châtelier. A medida que el sistema se acomoda, la posición de equilibrio se desplaza en favor de más reaccionantes o productos.

Existe un tipo de equilibrio llamado equilibrio homogéneo que aparece en disoluciones en las que se utiliza el agua como disolvente. En este tipo de disoluciones los componentes del soluto se disocian de forma que quedan en forma de iones. Aparece entonces la definición de pH y términos como constante de ionización o producto iónico del agua que es igual a 10-14 y equivale al producto de los iones hidrógeno ó protones por los iones hidróxido.

El pH de una disolución es igual al logaritmo de la concentración de iones hidrógeno o protones (H+) existentes en la disolución con signo negativo: pH = - log [H+]

Según el pH de cada disolución estas se pueden clasificar en tres tipos:

[H+] mayor que 10-7 implica un pH ácido

[H+] igual que 10-7 implica un pH neutro

[H+] menor que 10-7 implica un pH básico.1

ANALISIS

En las pequeñas magnitudes de Ka se permite utilizar aproximaciones para simplificar el problema. Al hacer estos calculo, es importante destacar que las reacciones de transferencia de protones generalmente son muy rápidas.

Como resultado, el PH de un ácido débil medido o calculado siempre representa una condición de equilibrio.

CH3COOH CH3COO- + H+

Como se muestra en la reacción anterior, pudimos observar en el momento experimental que al tener menor concentración para las moléculas de ácido se puede expandir mejor debido a que el ácido dona un protón que da una sustancia X- la cual puede actuar como base, y si hay menos concentración de ácido la energía necesaria para promover los hidrógenos desde el ácido para formar H3O+ va hacer mayor y del mismo modo una mayor disociación.2

En el caso de la concentración del agua se puede considerar constante en las soluciones acuosas diluidas porque lo que importa en la reacción es la concentración de los ácidos las que cambian mientras que la del agua no.

pH quiere decir potencial de hidrógeno. El pH es una escala de medida simplificada, que indica la acidez o alcalinidad de una solución.

La acidez y la alcalinidad son 2 extremos que describen propiedades químicas. Al mezclar ácidos con bases se pueden cancelar o neutralizar sus efectos extremos. Una sustancia que no es ácida ni básica (o alcalina) es neutral.

Normalmente la escala del pH va desde 0 hasta 14. Un pH de 7 es neutral. Un pH menor de 7 es ácido puede quemarnos. Un pH mayor que 7 es básico o alcalino, puede disolver la carne.3

La escala del pH es logarítmica, lo que significa que con relación a un pH de 7, un pH de 6 es 10 veces más ácido. Un pH de 5 será 100 veces más ácido.

Se pudo obtener mediante cálculos que el acetato de sodio es un electrolito fuerte, se disocia completamente en sus iones.

La adición progresiva de un ácido en una base o viceversa se llama titulación, es el proceso por el cual se determina cuantitativamente la constante desconocida de una solución con otra solución cuya constante se conoce. En el proceso de laboratorio de título con NaOH para luego calcular su PH titulado

PH titulados 0.10 ácido acético= 4.79

PH titulado 0.010acido acético = 5.004

DATOS CÁLCULOS Y RESULTADOS.

PH de la solución 0.10 m ácido acético (primer método) 02.79

PH de la solución 0.010 m acido acético (primer método) 03.33

PH de la mezcla final resultante 0.10 M acido acético( segundo método) 5.06

PH de la mezcla final resultante 0.010 M ácido acético( segundo método) 5.37

Temperatura a la cual se toman los datos 25.3ₒC

Luego se agregó 10mL del reactivo original

Titulación de 0.1M + ácido acético 0.1= incoloro

Titulación de 0.01M + ácido acético 0.010= incoloro

PH titulados 0.10= 4.79

PH titulado 0.010= 5.00

CÁLCULOS DE LA CONSTANTE EQUILIBRIO DEL ÁCIDO ACÉTICO SEGÚN EL PRIMER MÉTODO:

Soluciones 0.10M de ácido acético.

PH de 0.10M: 2.81

Ecuación 1: Ka=[H^+ ][〖CH〗_3 COO]/[〖CH〗_3 COO]_° = [H^+ ]^2/([〖CH〗_3 COO]-[H^+ ] )

Ecuación 2: [H^+ ] =〖 10〗^(-

...