Laboratorio de Fisicoquimica, equilibrio ionico

II. RESUMEN

El equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, caracterizado por la presencia de especies químicas en solución acuosa, las cuales producen iones. En esta práctica de laboratorio el objetivo era estudiar ese tipo de equilibrio cuando se combinaban ácidos fuertes-débiles con una base fuerte, llevando a cabo la familiarización con el término pH y como este variaba cuando era titulado un ácido débil con una base fuerte; además de conocer y determinar la constante de disociación de dicho ácido de manera experimental. Para ello se llevó a cabo la titulación del ácido acético (CH3COOH) con hidróxido de sodio (NaOH), utilizando un montaje de equipo convencional y un pHmetro. Con los datos de pH registrados se construyó la curva de titulación y se comparó con las teóricas para el CH3COOH y para el ácido clorhídrico. Finalmente, con las mismas medidas de pH y volumen de base gastado, se determinó el valor de Ka, el cual fue de 6,67x10-6 con una desviación de 61,90% con respecto al valor teórico.

III. CONTENIDO

IV. Capítulo I: Introducción

Uno de los conceptos más necesitados en la ingeniería química, es el de equilibrio iónico, resulta de importancia fundamental para el ingeniero químico para determinar el momento preciso del final de una reacción. Hay infinidad de procesos industriales que tienen lugar a un pH determinado. Un ejemplo del manejo del pH, es en el control de los desechos de subproductos industriales en las corrientes de las aguas residuales de la industria jabonera, de las industrias fabricantes de acumuladores de plomo, etc.

En la mayoría de los procesos industriales, es muy importante el control de los niveles de pH que presenten los productos que son elaborados o las soluciones que serán utilizadas para alguna parte del proceso. Su medición se emplea normalmente como indicador de calidad, es por ello que su regulación es muy importante. Encontramos su uso frecuente en plantas que realizan tratamiento de aguas residuales (neutralización) antes de retirarla de la planta, en industrias alimentarias para las bebidas gaseosas, cervezas, yogurt, embutidos, alimentos, salsas, mermeladas, en la industria farmacéutica, para jarabes y medicamentos, en la industria cosmética, para controlar el nivel de pH de los productos que tendrán contacto con la piel, entre otros. Sin el conocimiento acerca de las variaciones de pH, no se pueden llevar a cabo los procesos descritos en la industria química.

Es por esta razón, que a continuación experimentalmente estudiaremos el fenómeno del equilibrio iónico de un gas, siguiendo los siguientes objetivos:

4.1 Objetivos

4.1.1 Objetivo General

• Estudiar el equilibrio iónico cuando se combinan ácidos fuertes-débiles con una base fuerte.

4.1.2 Objetivos Específicos

•   Familiarizar al estudiante con el término pH.  
•   Estudiar las variaciones de pH al titular ácidos fuertes y débiles con una solución de hidróxido de sodio.
• Determinar la constante de disociación Ka de un ácido débil.

V. Capitulo II: Marco Teórico

1. Ecuación de Henderson-Hasselbalch.

        Es una expresión utilizada en química para calcular el pH de una disolución reguladora, o tampón, a partir del pKa o el pKb (obtenidos de la constante de disociación del ácido o de la constante de disociación de la base) y de las concentraciones de equilibrio del ácido o base y de sus correspondientes base o ácido conjugado, respectivamente. Por ejemplo, examinemos el pH de una disolución que contiene un ácido débil (HA) y una sal soluble del ácido (NA). Se comienza por escribir:  

[pic 1]     

O simplemente

[pic 2]

La constante de ionización Ka está dada por:

[pic 3]

Esta ecuación se puede reordenar como:

[pic 4]

Al tomar el logaritmo de ambos lados de la ecuación se tiene:

[pic 5]

[pic 6]

Dónde:

HA: ácido débil.

A- : Base conjugada.

Quedando:
[pic 7]

Por lo tanto, la forma más general de la ecuación de Henderson-Hasselbalch es:

[pic 8]

De tal modo, que si se conocen el pH de la neutralización, las concentraciones iniciales y finales del ácido débil y la base fuerte, es posible calcular el  Ka del ácido. [1]

Para estimar las concentraciones finales del ácido débil y la base fuerte, se emplean las siguientes ecuaciones:

                                                 Ci*Vi=Cf*Vf

Dónde:

Ci= Concentración inicial.

Cf= Concentración final.

Vi=Volumen inicial.

Vf= Vtotal= Volumen final.

Vf= Vtotal=Va+Vn

Vn= Veq/2

Dónde:

Vn= Volumen medio de NaOH necesario para la neutralización.

Va= Volumen del ácido débil.

Veq= Volumen equivalente.

La constante de ionización ácida Ka experimental, que se usara para comparar con la Ka teórica, se determina por la expresión:  

Ka = 10-pka

[pic 9]

1. Valoraciones ácido débil- base fuerte.

        La reacción entre un ácido débil y una base fuerte es completa luego de cada agregado de base, es decir, el ácido débil con la base fuerte reaccionan completamente para dar una sal más agua.

Considere la reacción de neutralización entre el ácido acético (un ácido débil) y el hidróxido de sodio (una base fuerte):

[pic 10]

Esta ecuación se reduce a:

[pic 11]

El ion acetato se hidroliza de la siguiente forma:

[pic 12]

Por tanto, en el punto de equivalencia cuando sólo hay iones acetato, el pH será mayor que 7 debido al exceso de iones OH- formados. Su pKa 4,76=pH, y hay un equilibrio 50%-50% entre el CH3COOH y CH3COO-.

En la valoración de cualquier ácido débil con una base fuerte, hay tres regiones en la curva de valoración, que representan tres equilibrios diferentes:

1. Antes de que se añada la base, la solución contiene sólo ácido débil, entonces el pH queda determinado por el equilibrio de disociación del ácido.
2. A partir de la primera adición de base fuerte, hasta inmediatamente antes del punto de equivalencia, hay una mezcla del ácido débil que no ha reaccionado y la sal que se ha formado con cada agregado de base, esta mezcla constituye un buffer.
3. En el punto de equivalencia todo el ácido débil ha reaccionado con la base dando lugar a su sal. Tenemos una sal que proviene de un ácido débil y una base fuerte, por lo tanto se hidroliza y el pH de la solución queda determinado por la reacción de hidrólisis de la sal.
4. Después del punto de equivalencia, se añade un exceso de base fuerte, el pH está determinado por éste exceso de la base fuerte. [2]

1. Valoración de un ácido fuerte con una base fuerte.

        En la valoración de cualquier ácido fuerte con una base fuerte, hay tres regiones en la curva de valoración, que representan tres equilibrios diferentes:

• Antes del punto de equivalencia, el pH viene determinado por el exceso de ácido (recordar que recién en el punto equivalente el número de equivalentes del analito es igual al número de equivalentes del agente valorante, cuando han reaccionado totalmente).
• En el punto de equivalencia, el número de equivalentes de OH- agregado es suficiente para reaccionar con todos los equivalentes de ácido presentes. El producto de esa reacción de neutralización es una sal más agua. Como la sal formada proviene de un ácido fuerte y una base fuerte, no sufre hidrólisis, por lo tanto, el pH está determinado por la reacción de disociación del agua.
• Después del punto equivalente (cualquier exceso de base agregado no tiene con quien reaccionar), el pH está determinado por el exceso de OH- . 

        En la neutralización de un ácido fuerte con una base fuerte, en el punto de equivalencia, el pH es neutro, y por tanto es igual a 7. El indicador más adecuado es el tornasol que cambia de color en ese intervalo de pH, entre 5-8, para ser más específicos. El color en solución ácida es rojo, en solución básica es azul y en solución neutra es púrpura. [2]

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