Teoria

Determinación de la constante de acidez de una acido monoprótico.

1. Fundamentación teórica

2. Procedimiento
El siguiente diagrama muestra el procedimiento que se llevo a cabo:

Diagrama de la práctica

3. Materiales
* Acido acético con nitrato de potasio 0,13898 M
* Hidróxido de sodio 0,1 M

4. Cálculos y resultados:
Se realizó la titulación de ácido acético (HA) conhidróxido de sodio (NaOH), para hallar el Ka obteniendo los siguientes datos:
CH3COOH=0,13898 M
Vln sln CH3COOH=50 ml
NaOH=0,1 M

La siguiente tabla muestra los datos tomados:

Vln adicionado (NaOH) | pH de la solución |
0 | 2,74 |
4 | 3,45 |
7,5 | 3,74 |
16 | 4,13 |
26 | 4,4 |
36 | 4,63 |
46 | 4,87 |
56 | 5,22 |
62 | 5,34 |
66 | 5,54 |
70 | 5,69 |
71,4 | 5,75 |
72 | 5,8 |
72,6 | 5,86|
73,2 | 5,92 |
74,2 | 6,04 |
75,2 | 6,22 |
76 | 6,4 |
76,6 | 6,67 |
77,6 | 7 |
78 | * Punto final
8,3 |
78,5 | 9,96 |
79 | 10,5 |
80 | 11,05 |
82 | 11,34 |
87 | 11,65 |
97 | 11,94 |

El volumen de experimental de neutralización fue:

Vln NaOHneutra.=78 ml
pHsln=8,3
Con los datos se puede realizar la respectiva curva de titulación:

Es posible afirmar que la grafica representaclaramente la titulación de un acido débil, debido a que los puntos y la curva es característica de este tipo de experimentos.

Volumen de neutralización teórico:

VNaOH*NaOH=VHA*HA
VNaOH=VHA*HANaOH

VNaOH=50 ml*0,13898 M0,1 M → VNaOH=69,49 ml

Porcentaje de error:

Valor experimental del Vln: 78 ml
Valor teórico Vln: 69,49 ml

%ε=Vlnteórico-VlnrealVlnteórico* 100

%ε=(69,49 ml) -(78ml)(69,49 ml)*100 → %ε=12,25

Este error puso ser causado por una mala toma de volúmenes durante el transcurso de la titulación o un error implícito en las concentraciones las cuales fueron previamente preparadas.

* Cálculo del Ka por medio del grafico de Gran.

El gráfico de Gran utiliza datos tomados antes del punto final, usualmente el rango de la gráfica se da desde 0,8 Ve hasta Ve paralocalizar el punto final 1, donde Ve es el volumen de neutralización que en este caso es 78 ml NaOH.
Por lo tanto el rango de la grafica seria entre:

Vb=78 ml*0,8=62,4 ml
Y
Vb=78 ml NaOH

Esta representación usa la variable Vb*10 –pH en función de Vb, donde Vb es el volumen del valorante (NaOH).

El primer valor para Vb*10 –pH se calcula así:

Vb*10-pH=62*10-5,34=0,0028339

De esta forma secalculan el resto de datos, obteniendo la siguiente información:

Vln adicionado (NaOH) | pH de la solución | Vb*10 –pH |
62 | 5,34 | 0,00028339 |
66 | 5,54 | 0,00019035 |
70 | 5,69 | 0,00014292 |
71,4 | 5,75 | 0,00012697 |
72 | 5,8 | 0,00011411 |
72,6 | 5,86 | 0,00010022 |
73,2 | 5,92 | 8,8006E * 10-5 |
Vln adicionado (NaOH) | pH de la solución | Vb*10 –pH |
74,2 | 6,04 | 6,7671 * 10-5|
75,2 | 6,22 | 4,5312E-05 |
76 | 6,4 | 3,0256* 10-5 |
76,6 | 6,67 | 1,6377* 10-5 |
77,6 | 7 | 7,76 * 10-5 |

La curva que se obtiene al graficar los puntos es:

La ecuación de lineal que mejor se adapta a los puntos es:

y=-1,74*10-5x+0,0014

Según esto la pendiente del gráfico de Gran representa:

m=-γHAγA-*Ka

-1,74*10-5=-γHAγA-*Ka

De donde se podría despejar el valor de la constante deacidez, en nuestro caso se asumió que la relación de los coeficientes de actividad tanto del acido acético como el de su ion era muy próximos a unos, por lo tanto el valor de Ka es:
m=-Ka
-1,74*10-5=-Ka
Ka=1,74*10-5

Porcentaje de error:

Valor experimental del Ka: 1,74*10-5
Valor teórico del Ka2: 1,8*10-5

%ε=Kateórico-KarealKateórico* 100

%ε=(1,8*10-5) -(1,74*10-5)(1,8*10-5)*100 →%ε=3,33

Este porcentaje se puede considerar como aceptable debido a las posibles causas de error:
* Asumir que la fuerza iónica no varia durante la titulación y que la relación de los coeficientes de actividad fuera uno (1) podría conllevar a un gran error, pues realmente son factores que no se deben ignorar si se desea hacer una practica rigurosa.
* Las soluciones tanto de acido acético como...