Determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil reporte de laboratorio de análisis cualitativo

RESUMEN

En esta práctica se llevó a cabo la titulación de un ácido débil con una base fuerte, para esto se usó el ácido acético y el hidróxido de sodio, para el primero se prepararon 50 mL de una solución 0.1M de ácido acético, el cual al no haber balones de 25mL se compartió la mitad con otro grupo, para preparar esta solución se vertió la cantidad apropiada de ácido acético en un beacker,luego se midieron 25 mL de ácido acético y se colocó en un erlenmeyer, se le agregaron dos gotas de fenolftaleína; se pesó la cantidad apropiada de NaOH para preparar 50 mL de una solución a 0.1M, esta solución se vertió en una bureta. Al tener esto preparado se llevó a cabo la titulación, agregando 1 mL de base al ácido en el erlenmeyer, al agregar cada mL de NaOH se tomó el pH usando unpotenciómetro, esto se hizo con cada mL de NaOH que se agregaron al ácido acético hasta que la fenolftaleína cambió, tornándose de un color rosa pálido, en esta etapa, se dejó de agregar NaOH y se llevó a medir el pH, se siguió con la titulación hasta el mL siguiente por falta de tiempo (principalmente por la falta de buretas en el laboratorio).

1. RESULTADOS

Figura I
Gráfica mL de NaOH vrs pH(método 1)

Fuente: Datos Originales

Figura II
Gráfica ∆mL NaOH vrs ∆pH/∆mL (método 2)

Fuente: Datos Calculados.

Tabla I
Punto de equivalencia.
Método | Punto de equivalencia |
1 | 8.21 |
2 | 10.22 |
Fuente: Datos Calculados

Tabla II
Constante de equilibrio
Método | Ka | Error (%) |
1 | 9.34x10-8 | 99.46 |
2 | 8.68x10-10 | 99.99 |
3 | 4.006x10-6 | 77.11 |
Fuente: DatosCalculados, Análisis de Error

2. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Al observar la figura I y la figura II [Resultados] se puede notar una falta de datos, mismos que no se pudieron medir en el laboratorio por falta de tiempo (como se indicó en el resumen hubo un problema con la bureta lo que hizo que se atrasara el procedimiento en la práctica), a partir de estos datos se calcularon gráficamente lospuntos de equivalencia, en el método 1 [Figura I] se observa que el punto de viraje se da en el punto que esta aproximadamente a 27 mL, el punto que se observa según la Tabla VIII [Datos calculados ] se encuentra a 27.8 mL con un pH de 8.21 (cercano al punto de viraje de la fenolftaleína que es entre 8.1-10), teniendo estos datos se llevó a cabo el cálculo de la constante de equilibrio, teniendoun error como observamos en la tabla II [Resultados] del 99.46%, el hecho que el error sea tan grande puede darse por la falla en la medición de molaridad de las soluciones ya que no eran exactamente de 0.1 m, la temperatura que se uso para la Kw utiliza para obtener datos en dicho método (al igual que en el método 2) es la Kw a 25ºC, la reacción tenia un cambio de temperatura de entre 20 ºC a 25ºC [Datos Originales], esto afecta a la constante de equilibrio, ya que la temperatura afecta directamente a dicha constante.

Lo mismo pasa con el método 2, en este método a falta de mas datos se toma el último dato como el dato de maximización, este esta a 28 mL de NaOH con un pH de 10.22, el porcentaje que se observa en la tabla II [Resultados] es de 99.99%, un error mayor al método 2, ya queal usar este método se usa el pH a la hora de maximización de la gráfica, este pH es básico, por ende esta lejano del equilibrio, ya que en el equilibrio, la sustancia es neutra. El método 3 presenta un porcentaje de error según la tabla II [Resultados] del 77.11%, un porcentaje menor al método 1 y 2, este método es analítico por ende tiende a ser más exacto, los factores ambientales y detemperatura no constante de la solución así como la falla al momento de preparar las soluciones afectan hasta cierto punto el error de la medición de la constante de equilibrio. Este método es el método llamado Ley de equilibrio de masas.
CONCLUSIONES

1. Una forma de encontrar la constante de equilibrio es usando la Ley de equilibrio de las masas.
2. Los métodos gráficos denotan un error...