Determinacion de la constante de equlibrio

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Datos: La temperatura a al cual se tomaron los datos fue de: 26,250C.
Solución 0.10 M acido acético | Solución 0.010 M acido acético |
2,75 | 3,29 |
Tabla # 1 pH soluciones de acido acético primer método

Solución 0.10 M acido acético (mezcla final) | Solución 0.010 M acido acético (mezcla final) |
4,62 | 4,61 |
Tabla # 2 pH mezcla final segundo método

CALCULOS Y RESULTADOS
1.Cálculo de la constante de equilibrio del acido acético (Ka) según el primer método:
*Solucion 0.10 M de acido acético pH= 2,75
CH3COOH H+ + CH3COO-
pH = - Log  [ H+]
[ H+] = 10-pH = [ H+] = 10-2,75 = 1,78 x 10-3
[ H+] =  [CH3COO-] = 10-pH = 1,78 x 10-3
 [CH3COOH] = Ci CH3COOH - [ H+]
 [CH3COOH] = 0.10 – 1,78 x 10-3 = 0,098
Ka = [ H+] [CH3COO-] /  [CH3COOH]
Ka = 3,23 x 10-5
%de disociación = (Nº de moles que se disocian / Nº de moles totales) x 100
% de disociación = (1,78 x 10-3 / 0.10) x 100 = 1,78%

*Solucion 0.010 M de acido acético pH = 3,29
CH3COOH H+ + CH3COO-
pH = - Log  [ H+]
[ H+] = 10-pH = [ H+] = 10-3,29 = 5,13 x 10-4
[ H+] =  [CH3COO-] = 10-pH = 5,13 x 10-4
 [CH3COOH] = Ci CH3COOH - [ H+]
 [CH3COOH] = 0,010 - 5,13 x 10-4 = 9,487 x10-3
Ka = [H+] [CH3COO-] /  [CH3COOH]
Ka = 2,77 x 10-5
% de disociación = (Nº de moles que se disocian / Nº de moles totales) x 100
% de disociación = (5,13 x 10-4 / 0,010) x 100 = 5,13%

2. Cálculo de la constante de equilibrio del acido acético (Ka) según el segundo método:
* Solución 0.10 M de acido acético pH = 4,62
CH3COOH (aq) H+ (aq) + CH3COO-(aq)
CH3COOH (aq) +NaOH (aq) CH3COONa (aq) + H2O (l)
H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l)
CH3COO-(aq) + H2O (l) CH3COOH+ (aq) + OH- (aq)
[CH3COOH+] = [CH3COO-]
Ka = [H+] [CH3COO-] / [CH3COOH+]
Ka = [H+]
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-4,62 = 2,39 x 10-5
Ka = 2,39 x 10-5

*Solución 0.010 M de acido acético pH = 4,61
[CH3COOH+] = [CH3COO-]
Ka = [H+] [CH3COO-] / [CH3COOH+]
Ka= [H+]
[H+] = 10-pH
[H+] = 10-4,61 = 2,45 x 10-5
Ka = 2,45 x 10-5

3. Valor promedio para Ka determinada experimentalmente según el primer método y porcentaje de error en su determinación.
Ka 0.1 M = 3,23 X 10-5
Ka 0.01 M = 2,77 X 10-5
Ka = 3 X 10-5
% de error: (experimental – teórico / teórico) x 100
% de error: (3,23 x 10-5 – 3 x 10-5 / 3 x 10-5) x 100 = 7,6 %
4. Valor promediopara la Ka determinada experimentalmente según el segundo método y porcentaje de error en su determinación.
Ka 0.1 M = 2,39 x 10-5
Ka 0.01 M = 2,45 x 10-5
Ka = 2,42 x 10-5
% de error: (experimental – teórico / teórico) x 100
% de error: (2,45 x 10-5 – 2,42 x 10-5 / 2,42 x 10-5) x 100 = 1,2%
Comentario: Se observa que el segundo método arroja un porcentaje de error menor respecto al primermétodo, indicando así que este último procedimiento es menos preciso que el segundo, entonces si se requiere hallar la Ka para un acido débil se recomienda el segundo método.

5. Valor teórico de la Ka para el acido acético. Calcule el porcentaje de error de cada método.
Ka CH3COOH = 1.8 x 10-5
Primer Método:
% de error: (Experimental – Teórico / Teórico) x 100
% de error: (3 x 10-5 – 1,8 x 10-5/ 1,8 x 10-5) x 100 = 66,66%
Segundo Método:
% de error: (Experimental – Teórico / Teórico) x 100
% de error: (2,42 x 10-5 – 1,8 x 10-5 / 1,8 x 10-5) x 100 = 34,44%

DISCUSIONES:
Para determinar la constante de equilibrio o constante de disociación acida (Ka) para un acido débil en el caso de la practica de laboratorio, para el acido acético (CH3COOH) se trabajaron dos métodos, cada métodocon una misma solución de dos tipos diferentes de concentración.
En el primer método se colocaron 50 mL de una solución 0.10 M de acido acético, con la ayuda de un pH-metro se determino el pH de la solución la cual fue de 2,75, claro esta el peachimetro ya estaba calibrado, la función de este instrumento es medir la diferencia de voltaje entre sus dos electrodos: un electrodo de referencia...
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