Laboratorio quimica ph

FACULTAD DE INGENIERIA

LABORATORIO DE QUIMICA INORGANICA

Practica No 2

EQUILIBRIO QUÍMICO: CONSTANTE DE
DISOCIACION DE UN ÁCIDO DÉBIL

Grupo No. 7

Septiembre 16 de 2010

1. Objetivos

Objetivo General

* Determinar la constante de acidez de las soluciones, a partir de la concentración real empleada y el PH, reforzando conceptos.
Objetivos Específicos

* Hallarla constante de de acidez del acido acético con cada solución empleada.
* Establecer las distintas concentraciones reales de las soluciones empleadas.

2. Marco Teórico

El disolvente que nos interesa en el tratamiento de ácidos y bases es el agua.
Un ácido, AH, es una substancia que en disolución acuosa cede protones al agua:

AH + H2O --> A- + H3O+

Un ácido débil esaquel ácido que no está totalmente disociado en una disolución acuosa. Aporta iones H + al medio, pero también es capaz de aceptarlos. Si representáramos el ácido con la fórmula general HA, en una disolución acuosa una cantidad significativa de HA permanece sin disociar, mientras que el resto del ácido se disociará en iones positivos H + y negativos A − , formando un equilibrio acido-base.

Cuantomayor es el valor de Ka, más se favorece la formación de iones H + , y más bajo es el PH de la disolución. La Ka de los ácidos débiles varía entre 1,80×10-16 y 55,50. Los ácidos con una constante Ka menor de 1,80×10-16 son ácidos más débiles que el agua. Los ácidos con una constante Ka de más de 55,50 se consideran ácidos fuertes y se disocian casi en su totalidad cuando son disueltos en agua.3. PROCEDIMIENTO

Procedimiento

• Tomamos la temperatura

• Colocamos en un vaso de precipitado pequeño la solución, introducimos el electrodo y registramos
el pH de cada una de las soluciones.
• Repetimos el procedimiento del literal con cada problema. B y C.

• Situamos en el Erlenmeyer una alícuota de 1mL de solución de acido acético, para el problema 1 añadimos 2 gotasde indicador. Añadimos NaOH (agitamos constantemente) hasta lograr primer rosa pálido.
• Llenamos la bureta con solución de NaOH, ajustamos menisco a 0.0 mL, eliminamos burbujas de aire.

4. MATERIALES Y REACTIVOS

• 3 Pipetas aforadas (2 de 10ml,1 de 1ml)
• 1 Vaso de precipitado (100 ml)
• 1 Erlenmeyer (250 ml)
• Fenolftaleína (indicador)
• 1 Bureta (25 ml)
• 1 Pinza para bureta
• 1Soporte universal
• 1 pH’metro
• Solución Hidróxido de Sodio “NaOH”
• Solución acido acético “CH3COOH”

5. Tabla de datos

Solución | Vol. (ml) NaOH | Vol. (ml) Alícuota | [CH3COOH] | Ka | pH | T(oC) |
Problema A CH3COOH | 9,7ml | 1ml | 0.09506 N | 1.3x10-3 | 2.794 | 17 oC |
Problema B CH3COOH | 10,15ml | 10ml | 9.947x10-3N | 1.40x10-6 | 2.999 | 17 oC |
Problema C CH3COOH | 1,65ml| 10ml | 1.617x10-3 N | -1.04x10-4 | 3.226 | 17 oC |

6. cálculos

NaOH = CH3COOH
V0N0 = V1N1

[CH3COOH]

PROBLEMA A

N1 = V0N0
V1

N1 CH3COOH= 9,7ml * 0.0098N
1ml
N1 CH3COOH= 0.09506 N

PROBLEMA B

N1 = V0N0
V1

N1 CH3COOH= 10,15ml * 0.0098N
10ml
N1 CH3COOH= 9.947x10-3 NPROBLEMA C

N1 = V0N0
V1

N1 CH3COOH= 1,65ml * 0.0098N
10ml
N1 CH3COOH= 1.617x10-3 N

Constante de acidez

CH3COOH + H20 ↔ CH3COOH- + H3O+

PROBLEMA A

CH3COOH ↔ CH3COOH- + H+
0.0950 N↔ 0 + 0
0.0950 N-x↔ x + x

Ka = [CH3COOH-] [H+]
[CH3COOH]

Ka = x2
9.947x10-3N -x
X=Ph
PH =-Log[H+]
2.794 =-Log [H+]
-2.794=-Log [H+]
InvLog=-2.794
=1.3x10-3

Ka = [1.3x10-3] [1.3x10-3]
[0.0950] - [1.3x10-3]

Ka = 1.76x10-6
0.0937

Ka = 1.65x10-5

PROBLEMA B

CH3COOH ↔ CH3COOH- + H+
1.61x10-3 N ↔ 0 + 0
1.61x10-3N-x↔ x + x

Ka = [CH3COOH-] [H+]
[CH3COOH]

Ka = x2
1.61x10-3 N -x
X=Ph
PH...