Determinación experimental de la Constante de acidez del ácido acético 0.1N mediante potenciometría

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO[pic 1][pic 2]

FACULTAD DE ESTUDIOS SUPERIORES ZARAGOZA

Carrera: Química Farmacéutico Biológica

Grupo: 1254

Sección: 1274

Materia: Laboratorio de ciencia básica II.

Título:  Determinación experimental de la Constante de acidez del ácido acético 0.1N mediante potenciometría

Fecha:14/Sep/2023

Profesora: Ana Karen Ruiz Rodriguez

Alumnos:

González Roldán Eduardo Antonio

Ortega Boibin Ximena Paola

Equipo 3

Introducción

La teoría de Brønsted-Lowry es una teoría fundamental en la química que describe el comportamiento de los ácidos y las bases en términos de transferencia de protones. Establece que un ácido es una especie química capaz de donar un protón (H⁺), mientras que una base es una especie capaz de aceptar un protón en una reacción química. Bajo esta teoría, la neutralización de un ácido y una base se considera como la transferencia de un protón de un compuesto al otro.

Esta teoría proporciona un marco conceptual útil para comprender una variedad de reacciones ácido-base y es fundamental en la comprensión de la química de soluciones acuosas.

La constante de disociación ácida, comúnmente denotada como “Ka” es una medida de la fuerza de un ácido en una disolución acuosa. Indica la medida en la que un ácido se disocia en su forma iónica en una solución acuosa.

Los ácidos más fuertes tienen valores de Ka más altos, lo que indica una mayor disociación en comparación con ácidos más débiles que tienen valores de Ka más bajos.

En el caso del ácido acético, la reacción general entre un ácido y un ácido es HA y agua (H2O) que actúan como base de:

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Esta práctica tiene como objetivo el determinar la constante de acidez (Ka) del ácido acético por medio de técnicas de valoración potenciométricas con el NaOH que nos permita comparar el valor de Ka obtenido experimentalmente con el valor teórico y de esta manera obtener la curva de valoración y el punto de equivalencias.

Marco Teórico.

La teoría de Bronsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Bronsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como Para aceptar un protón, una base de Brønsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón.

Según la definición de Bronsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base.

Un ácido débil no se disocia totalmente en los iones que lo constituyen. El ácido acético, es un ejemplo de ácido débil que se encuentra en el vinagre. El ácido acético se disocia parcialmente en agua para formar los iones hidronio y acetato.

Una base fuerte es una base que se ioniza completamente en solución acuosa. Un ejemplo de una base fuerte es el hidróxido de sodio (NaOH). En agua, el hidróxido de sodio se disocia totalmente para dar iones sodio e hidróxido

El agua es una sustancia anfótera, ya que puede actuar como un ácido de Bronsted-Lowry y como una base de Bronsted-Lowry.

Los ácidos y bases fuertes se ionizan totalmente en solución acuosa, mientras que los ácidos y las bases débiles sólo se ionizan parcialmente.

La base conjugada de un ácido de Bronsted-Lowry es la especie que se forma después de que un ácido dona un protón. El ácido conjugado de una base de Bronsted-Lowry es la especie que se forma cuando una base acepta un protón.

Las dos especies en un par ácido-base conjugado tienen la misma fórmula molecular, excepto que el ácido tiene un extra en comparación con su base conjugada.

La constante de acidez Ka es una constante de equilibrio que mide el grado de disociación de un ácido débil en solución. Tiene las unidades mol dm-3.

Un ácido débil es un ácido que solo se disocia parcialmente en solución.

Podemos representar la disociación (también conocida como ionización) del ácido débil HA con la siguiente ecuación:

Aquí, el ácido HA se disocia en iones H+ y A- en una reacción reversible que forma un equilibrio dinámico. Como todos los equilibrios químicos, puede representarse mediante una constante de equilibrio. La constante de equilibrio para la disociación de un ácido débil se conoce como Ka.

Para representar la ecuación vista como una constante de acidez se expresa de la siguiente manera:

En esta expresión, [H+], [A-] y [HA] son las concentraciones en equilibrio de H+, A- y HA, respectivamente.

La constante de acidez (Ka) es útil porque nos indica la fuerza del ácido:

·         Cuanto más alto sea el valor de Ka, más fuerte es el ácido y mayor es su grado de disociación.

·         Cuanto menor sea el valor de Ka, más débil es el ácido y menor es el grado de disociación.

Por tanto, gracias a Ka es fácil comparar diferentes ácidos y averiguar cuál es el más fuerte y cuál el más débil.

¿Cómo se puede calcular Ka?

·         El pH: esto implica trabajar con la expresión Ka.

·         Las curvas de titulación: que implican mirar el punto de equivalencia, el punto de semi-neutralización y el pKa.

·         A partir de Kb (La constante de basicidad): esto implica los pares conjugados ácido-base.

Calcular Ka a partir de curvas de titulación, punto de equivalencia y punto de semi-neutralización.

El punto de semi-neutralización (también conocido como el punto de semi-equivalencia) es el punto en el que exactamente la mitad del ácido ha sido neutralizado por una base. En este punto, pKa = pH.

La semi-neutralización es importante porque:

El valor de Ka es igual a la concentración de iones H+ en la solución, por lo que pKa es idéntico al valor del pH. Por tanto, si se conoce el pH de una solución a la mitad de la neutralización se conoce de igual forma el pKa del ácido. Una vez conocido el pKa, se podrá encontrar fácilmente la Ka, ya que solamente se tiene que ocupar la siguiente ecuación que relaciona ambos valores:

Una curva de pH, también conocida como curva de titulación, es un gráfico que muestra cómo cambia el pH de una solución cuando se le añade un ácido o una base. Mide el pH en el eje “Y” frente al volumen de solución patrón añadida en el eje “X”.

¿Cómo identificar el punto de equivalencia y el pH a la mitad de la neutralización en una curva de valoración ácido débil-base fuerte?

1.        Cuando añades por primera vez la base al ácido, el pH de la solución aumenta lentamente. Esto crea una curva con un gradiente inicial poco marcado.

2.        Sin embargo, una vez que has añadido una cierta cantidad de base, el pH aumenta rápidamente. Esto da lugar a un tramo vertical pronunciado.

3.        A continuación, la curva se nivela de nuevo, generando otra sección con un gradiente poco marcado.

4.        Ahora se localiza el punto de equivalencia. Este punto se encuentra en el centro de la sección vertical empinada de la curva.

5.        Utilizamos el punto de equivalencia para hallar el volumen del punto de equivalencia; es decir, el volumen de solución patrón necesario para neutralizar completamente el ácido.

6.        Posteriormente, hallamos el volumen del punto de neutralización medio. Este es precisamente la mitad del volumen del punto de equivalencia.

7.        Por último, empleamos nuestro gráfico para identificar el pH a la mitad de la neutralización. Este es, simplemente, el pH de la solución cuando hemos añadido el volumen de solución patrón del punto de neutralización medio.

Zona tampón: tramo de la curva de titulación en el que se producen mínimas variaciones de pH al añadir equivalentes H3O+/OH-; se localiza en el intervalo de pH = pKa ± 1 unidad de pH. En esta región, el ácido y su base conjugada se presentan en concentraciones similares (factor de 10; es decir cuando pH- pKa = 1, el ácido se encuentra desprotonado en un 90%).

El intervalo de viraje es el tramo de la curva en el cual pequeñas adiciones del ácido titulante producen grandes variaciones del pH de la disolución y es la zona de máxima pendiente de la curva de titulación.

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