PRACTICA
Páginas: 8 (1794 palabras)
Publicado: 16 de agosto de 2013
INTRODUCCION:
pKa
Los ácidos y las bases forman una clase particularmente importante de electrolitos. Ningún equilibrio químico está tan difundido como el que comprende los ácidos y las bases. El equilibrio preciso de sus concentraciones o del pH en nuestro cuerpo es necesario para el apropiado funcionamiento. Una pequeña desviación del pH puede provocar enfermedades e incluso lamuerte. Entender adecuadamente el equilibrio ácido-base en los sistemas químicos y biológicos requiere una comprensión clara del comportamiento de los ácidos débiles y las bases débiles, así como también del ión hidrógeno. En esta práctica vamos a estudiar cómo se puede determinar la constante de equilibrio de un ácido débil.
En 1923, el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) definió un ácidocomo aquellas sustancias que pueden ceder protones y una base una sustancia que puede aceptarlos. El mismo año Gilbert Lewis (1875-1946) propuso una definición más amplia de los ácidos y bases, según la cual un ácido es cualquier sustancia capaz de aceptar un par de electrones y una base cualquier sustancia capaz de ceder un par de electrones.
En esta práctica nos centraremos del concepto deácido de Bronsted y en concreto en un ácido débil, el ácido acético. Si tenemos un ácido monoprótico (AH) a una concentración molar C, la ecuación de su disociación en el anión A- y el protón H+ vendrá dada por:
Siendo al grado de disociación de la molécula AH. La constante de equilibrio para el proceso viene definida por:
donde aA-, aH+ y aAH son las actividades de los iones A-, H+ y lamolécula AH respectivamente;[A-], [H+] y [AH] son las concentra ciones molares y g+, g-, gAH y g±2 los coeficientes de actividad del ión positivo, negativo, de la molécula sin disociar y el iónico medio, respectivamente.
Kc es una constante de equilibrio en función de las concentraciones molares, mientras que K es la auténtica constante termodinámica para el proceso. El coeficiente de actividad gAHse puede aproximar a la unidad debido a que en la presente práctica se trabaja con una concentración baja de AH (acético), que además se trata de un compuesto sin carga.
Por tanto:
Por otro lado, la ley de Debye-Hückel permite obtener el coeficiente de actividad iónico medio según la expresión:
En donde z+ y z- son los valores absolutos de las cargas de los iones del electrolito para elque se calcula el coeficiente de actividad iónico medio, A es una constante, función del disolvente y de la temperatura e I la fuerza iónica del medio. En el caso particular de esta práctica, en que se trabaja con ácido acético, z+=z-=1 y la anterior expresión queda como sigue:
La fuerza iónica viene dada por la expresión
Donde Ci representa la concentración de cualquier especie iónica dela disolución y zi su carga eléctrica.
En el caso de esta práctica, se tiene que I=c·α
Relación entre la fuerza de disociación de un ácido o de su base conjugada y el valor pK
A partir de la demostración anterior se puede deducir la relación entre la fuerza de disociación de un ácido o de su base conjugada y el valor pK.
- cuanto más fuerte es el ácido, mayor es la Ka y, por lo tanto,menor su pKa y mayor es el pKb.
Cuanto más fuerte es el ácido, mayor concentración de su base conjugada [A-] habrá en
Solución (ya que el ácido tiende a disociarse); por el contrario, cuanto más débil es el ácido, mayor concentración de [AH] habrá en solución.
- cuanto más fuerte sea la base, mayor concentración de [OH-] habrá en solución y menor la concentración de [H3O+]; por lo tanto,cuanto más fuerte sea la base, menor es su pKb y mayor su pKa.
Es decir, para realizar el análisis de un par ácido-base, es necesario determinar cuál es el
Parámetro que se establece, bien pKa y pKb. Generalmente, la constante más empleada es el pKa, ya que presenta una relación inmediata con el pH.
- un ácido fuerte presenta un valor de pKa bajo.
- un ácido débil presenta un valor de...
INTRODUCCION:
pKa
Los ácidos y las bases forman una clase particularmente importante de electrolitos. Ningún equilibrio químico está tan difundido como el que comprende los ácidos y las bases. El equilibrio preciso de sus concentraciones o del pH en nuestro cuerpo es necesario para el apropiado funcionamiento. Una pequeña desviación del pH puede provocar enfermedades e incluso lamuerte. Entender adecuadamente el equilibrio ácido-base en los sistemas químicos y biológicos requiere una comprensión clara del comportamiento de los ácidos débiles y las bases débiles, así como también del ión hidrógeno. En esta práctica vamos a estudiar cómo se puede determinar la constante de equilibrio de un ácido débil.
En 1923, el químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) definió un ácidocomo aquellas sustancias que pueden ceder protones y una base una sustancia que puede aceptarlos. El mismo año Gilbert Lewis (1875-1946) propuso una definición más amplia de los ácidos y bases, según la cual un ácido es cualquier sustancia capaz de aceptar un par de electrones y una base cualquier sustancia capaz de ceder un par de electrones.
En esta práctica nos centraremos del concepto deácido de Bronsted y en concreto en un ácido débil, el ácido acético. Si tenemos un ácido monoprótico (AH) a una concentración molar C, la ecuación de su disociación en el anión A- y el protón H+ vendrá dada por:
Siendo al grado de disociación de la molécula AH. La constante de equilibrio para el proceso viene definida por:
donde aA-, aH+ y aAH son las actividades de los iones A-, H+ y lamolécula AH respectivamente;[A-], [H+] y [AH] son las concentra ciones molares y g+, g-, gAH y g±2 los coeficientes de actividad del ión positivo, negativo, de la molécula sin disociar y el iónico medio, respectivamente.
Kc es una constante de equilibrio en función de las concentraciones molares, mientras que K es la auténtica constante termodinámica para el proceso. El coeficiente de actividad gAHse puede aproximar a la unidad debido a que en la presente práctica se trabaja con una concentración baja de AH (acético), que además se trata de un compuesto sin carga.
Por tanto:
Por otro lado, la ley de Debye-Hückel permite obtener el coeficiente de actividad iónico medio según la expresión:
En donde z+ y z- son los valores absolutos de las cargas de los iones del electrolito para elque se calcula el coeficiente de actividad iónico medio, A es una constante, función del disolvente y de la temperatura e I la fuerza iónica del medio. En el caso particular de esta práctica, en que se trabaja con ácido acético, z+=z-=1 y la anterior expresión queda como sigue:
La fuerza iónica viene dada por la expresión
Donde Ci representa la concentración de cualquier especie iónica dela disolución y zi su carga eléctrica.
En el caso de esta práctica, se tiene que I=c·α
Relación entre la fuerza de disociación de un ácido o de su base conjugada y el valor pK
A partir de la demostración anterior se puede deducir la relación entre la fuerza de disociación de un ácido o de su base conjugada y el valor pK.
- cuanto más fuerte es el ácido, mayor es la Ka y, por lo tanto,menor su pKa y mayor es el pKb.
Cuanto más fuerte es el ácido, mayor concentración de su base conjugada [A-] habrá en
Solución (ya que el ácido tiende a disociarse); por el contrario, cuanto más débil es el ácido, mayor concentración de [AH] habrá en solución.
- cuanto más fuerte sea la base, mayor concentración de [OH-] habrá en solución y menor la concentración de [H3O+]; por lo tanto,cuanto más fuerte sea la base, menor es su pKb y mayor su pKa.
Es decir, para realizar el análisis de un par ácido-base, es necesario determinar cuál es el
Parámetro que se establece, bien pKa y pKb. Generalmente, la constante más empleada es el pKa, ya que presenta una relación inmediata con el pH.
- un ácido fuerte presenta un valor de pKa bajo.
- un ácido débil presenta un valor de...
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