Determinacion De La Constante De Equilibrio De Una Acido Debil

A. RESUMEN

En la práctica de determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil, se calculó el valor de la constante de equilibro y el pKa de un ácido débil a partir de valores experimentales de potencial de hidrógeno de la neutralización del mismo con una base fuerte; se utilizaron distintos métodos para encontrar el punto de equivalencia de una titulación. Preparando soluciones de ácido acético e hidróxido de sodio, se procedió a titular, utilizando como titulante la base y como analito el ácido débil; descargando volúmenes de base, hasta que cambiara el viraje de la fenolftaleína, y tomando el pH de la solución en cada corrida utilizando un potenciómetro.

Como resultado se obtuvieron datos para la Ka del ácido acético, mediante dos criterios, los de primera y segunda derivada, de los cuales se obtuvo un volumen de equivalencia o equilibrio en 8 mL agregados de hidróxido de sodio, obteniendo así un Ka de 1.82E-5 para ambos criterios. Se trabajó a una temperatura ambiente de 20°C y a una presión local de 639.15 mm de Hg.

B. RESULTADOS

Gráfica No.1

Criterio de primera derivada en función del volumen de base agregado.

Gráfica No.2

pH de solución en función del volumen de base agregado.

Gráfica No.3

Criterio de segunda derivada en función del volumen de base agregado.

Tabla No.1

Puntos de equilibrio y Ka determinados por criterios de primera y segunda derivada

Criterio Veq (mL) Ka

ΔpH / ΔV 8 1.82E-5

Δ[ΔpH / ΔV] 8 1.82E-5

Fuente: Muestra de Cálculo

C. INTERPRETACIÓN DE RESULTADOS

En la primera práctica de laboratorio se estudia la neutralización entre el ácido acético (ácido débil) y el hidróxido de sodio (base fuerte); se observan las variaciones del pH de la solución que se esta formando a partir de ambas soluciones y se traza la curva de titulación para observar gráficamente el comportamiento de la solución y así localizar el punto de equivalencia o equilibrio, para determinar la constante de disociación del ácido.

Las curvas de titulación poseen un comportamiento sigmoidal, del cual se pueden analizar los puntos de equilibrio (ref. 1), situados como el punto de inflexión en el cual cambia la concavidad de la gráfica, fenómeno provocado por la saturación ya sea de iones hidronio o hidroxilo en la solución, lo cual lo identificaría como solución ácida o básica respectivamente. Observando la gráfica No.2, se tiene el cumplimiento del comportamiento, viéndose la gráfica como una “S” alargada, en donde la parte inferior indica la acidez de la solución y conforme se agrega la base fuerte el comportamiento cambia acercándose abruptamente a un comportamiento alcalino debido al excedente de iones hidroxilos aportados por el hidróxido de sodio. El volumen de equivalencia puede observase menjor en la gráfica No.1 en la cual tenemos la primera derivada de la funcion sigmoidal obtenida, marcado así un volumen igual a 8 mL.

“En una dilución acuosa, el estado de neutralidad implica la existencia de concentraciones, iguales de especies ácidas y básicas” (ref. 4). Al reaccionas las dos especies, ácido y base, llega un momento de la titulación en la que ambas concentraciones se encuentran equimolares, los que implica misma cantidad molar de ambas especies, y se obtiene el punto de inflexión del cual de encontrarse saturado en este caso de iones hidronios aportados por el ácido acético, se satura de hidroxilos aportados por el hidróxido de sodio. “El punto de equivalencia es cuando las concentraciones de hidronios e hidroxilos son las mismas y el punto final es cuando se da el viraje del color del indicador.”(Ref.1).

En los primeros momentos de la valoración de pH de la disolución aumentó con relativa rapidez debido a que la ionización del ácido débil está restringida por efecto del ión común del ión acetato formado en la neutralización (Ref. 1). El punto estequiométrico no correspondió a un pH de 7, ya que el acetato toma cierto número de protones del agua quedando libre iones hidroxilos y disminuyendo la concentración de hidronios que provocó una disolución ligeramente alcalina, subiendo así su pH.

Basándose en la ecuación de Hesselbach, (Ref.3), se tiene que si las concentraciones tanto de la sal como la base, al encontrarse ambas equimolarmente, se obtiene que el potencial de iones hidronios es igual a la constante de disociación, situación que teóricamente se hubiese cumplido de no ser porque las concentraciones se vieron afectadas y cambiadas a un aproximado de 0.1M; por lo cual se recurre a los criterios de primera y segunda derivada, que no es más que la resta de datos iniciales y finales, para considerar cierto tipo de comportamiento, que al ser graficado es de gran utilidad para encontrar el volumen de base fuerte requerido para igualar las concentraciones tanto de la sal como de la base en la solución.

El pKa es igual al pH del volumen medio de equilibrio, porque las concentraciones de ácido acético y acetato son las mismas en el punto de equivalencia. “Para todos los ácidos monopróticos débiles, en el punto de semineutralización la concentración de hidronios es igual a la constante de ionización del ácido, lo que da como resultado pH=pKa” (Ref. 2). Se encuentra dicho volumen de equilibro observando las graficas de criterios de primera y segunda derivada en función del volumen de base fuerte, (Gráfica No.1 y 3); en ellas se puede observar un pico elevado por sobre los demás, el cual indica el volumen aproximado en el cual se da el cambio de viraje de pH, situación que se pudo apreciar visualmente durante la práctica, cuando en el momento de la titulación se da el cambio de transparente a fucsia en el analito, situación

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