Laboratorio quimica aplicada. El vinagre es una disolución que contiene diferentes tipos de ácidos
Enviado por Yeison Restrepo • 5 de Octubre de 2015 • Informes • 824 Palabras (4 Páginas) • 395 Visitas
INTRODUCCION
El vinagre es una disolución que contiene diferentes tipos de ácidos principalmente ácido acético) además de otros componentes como sulfatos, cloruros, dióxido de azufre, etc. Un índice de la calidad de un vinagre es la denominada acidez total (o grado acético) que es la cantidad total de ácidos que contiene el vinagre expresada como gramos de ácido acético por 100 ml de vinagre. La cantidad total de ácidos puede determinarse fácilmente por valoración con una disolución de hidróxido de sodio previamente normalizada, calculándose la concentración en ácido acético a partir de la ecuación de la reacción ácido-base ajustada:
CH3-COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
O bien, en forma iónica:
CH3-COOH + OH - → CH3COO- + H2O
Puesto que la reacción es mol a mol, en el punto de equivalencia se cumplirá que:
nº de moles de ácido = nº de moles de base ó
Mácido.Vácido = Mbase.Vbase
En el punto de equivalencia de esta valoración el pH de la disolución será básico (debido a la presencia de ion acetato) y, por tanto, para detectar el punto final de esta valoración hay que elegir un indicador que cambie de color al pH adecuado.Por ejemplo, en una disolución que contenga ácido acético y acetato sódico, este último se disocia totalmente (NaAc → Na+ + Ac-) y se verifica el equilibrio:
HAc + H2O ↔ H3O+ + Ac-
Ka = [HAc]_____ = [ Ac ] [OH- ]
OBJETIVO
GENERAL
- Determinar experimentalmente el valor de una constante de equilibrio.
ESPECÍFICOS
- Comparar el valor de la constante de equilibrio con el que aparece tabulado.
- Determinar las concentraciones en el equilibrio.
- Establecer las concentraciones de pH
CÁLCULOS ( ACTIVIDAD FINAL )
De acuerdo con los resultados obtenidos en cada una de las titulaciones anteriores determine la concentración de las soluciones contenidas en cada uno de los erlenmeyer, y regístrelos en las siguiente tabla (incluya el procedimiento utilizado).
soluciones | Volumen de Ácido acético 1.0 M inicial | Volumen de NaOH Vg=Vf-Vi | Normalidad Ácido acético en equilibrio |
1 | 10 ml | 40-30.2 | 0.1 |
2 | 10 ml | 30.2-19.2 | 0.1 |
3 | 10 ml | 19.2-9.5 | 0.1 |
- Calcule la constante de disociación del ácido orgánico (ácido acético), mediante la siguiente expresión:
Ka = Kw[A-] / [OH- ]2
RTA/ Ka =120x10^19* [0.1] / [6.31x10^-6] ^2
PH+ POH = 14
POH= 14 – 8.8 =5.2
[OH] = 5.2
[OH] = 6.31X10^-6
- ¿Qué se puede decir del valor de Ka obtenido experimentalmente y el reportado por la literatura?. ¿Están dentro del margen?. Si no lo están mencione las causas que originaron este hecho.
RTA/ se puede decir que los valores obtenidos son totalmente diferentes uno del otro y el valor de la constante esta muy por fuera del margen a comparación del arrojado por el de la literatura, las causas por las que esto se origino; fueron que los datos tomados en el laboratorio para calcular la constante de disolución (ka) se tomaron de una manera rudimentaria con problemas de calibración la que ocasiono que los datos estuvieran muy por fuera del margen
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