Determinacion de la constante de equilibrio para una reaccion homogenea

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO PARA UNA REACCION HOMOGENEA
LOAIZA, A. (zherux00@hotmail.com),
RESTREPO, M.J. (mariah413@hotmail.com)
Resumen: Método 1: Se midió el pH a una solución 0.1 M de acido acético y a otra 0.01 M del mismo, ambas de 10 ml. Método 2: Se tituló 10 ml de solución 0.1 M de acido acético con NaOH 0.1 M y a la solución formada se añadió 10 ml de acido acético0.1 M. Se realizó el mismo procedimiento empleando 10 ml de acido acético 0.01 M.
Datos, cálculos y resultados
HC2H3O2 (Ka) = 1.8•10-5 (25ºC) [1]
Tabla 1 pH medidos del acido ácido 0.1 M y 0.01 M para el método 1, la solución y el método 2, la mezcla final obtenida tras titular.
Método 1 Método 2
pH 0.10 M

pH 0.010 M
2.84

3.28 4.63

4.64

La disociación del acido acético(1)

Indica que la constante de equilibrio es

(2)

Donde

(3)



Por otro lado, cuando ,
(4)
Que se obtiene mediante el Método 2 debido a la neutralización de H+ en la solución inicial.

Para el Método 1, con 10 ml solución 0.1 M se tiene:



Los demás Ka se determinaron según las ecuaciones (2) y (4), considerando (3).

Tabla 2 Ka y Ka promedio(Kap) calculadas para el equilibrio de ácido acético 0.1 M y 0.01 M para el método 1 y el método 2.
Ka Kap

Método 1

Método 2 pH 0.10 M
pH 0.01 M

pH 0.10 M
pH 0.01 M
2.12•10-5
2.91•10-5

2.35•10-5
2.29•10-5 2.52•10-5

2.32•10-5

Conforme los datos de la Tabla 1, el porcentaje de error en ladeterminación experimental de la constante de equilibrio tomando como valor experimental el valor promedio, corresponde al error relativo

ER = (VExp -VT) x 100 [3]
(VExp)

Donde VExp: Valor experimental, y VT: Valor teórico.

Tabla 3 Porcentajes de error en la determinación de Ka para el ácido acético.

Método 1 Método 2
% error 40 29


Discusión
En la presente practicase utilizaron dos métodos para encontrar la constante de equilibrio de la ionización de un acido débil (acido acético), utilizando las expresiones correspondientes para una reacción cuya conversión no es completa. Como se observa en la sección de resultados, el porcentaje de error para el método 2, es 11% comparado con el método 1. Este valor no es un hecho casual.
En primer lugar para elmétodo dos, cuenta con una ecuación simplificada, que elimina la inclusión de la variable concentración inicial. Dicha cantidad presenta implícitamente una incertidumbre agregada por el hecho de ser preparada, aunque se espere que bajo las condiciones en las que se obtuvo, la incertidumbre asociada a la cifra de concentración sea pequeña.
El método 2 posee una segunda ventaja aún mas persuasiva, elhecho de mezclar una solución de acido acético de concentración A, con otra de la misma concentración previamente neutralizada le confiere a la solución final la característica de que la base conjugada y el acido no disociado se encuentren a la misma concentración;


Convirtiéndose en una solución buffer o amortiguadora, este tipo de soluciones mantiene el pH de la solución constante..
Sise añade un acido, la base conjugadaCH3COO- del amortiguador consumirá a los iones H+ de acuerdo con la ecuación.
CH_3 COO^- (ac)+ H^+ (ac)→CH_3 COOH(ac)
Si se añade una base al sistema amortiguador, el ácido de este neutralizara los iones OH- :
CH_3 COOH(ac)+OH^-→CH_3 COO^- (ac)+H_2 O(l)
El método dos será menos sensible con respecto al uno, a la presencia de impurezas básicas yacidas en los reactivos usados para preparar soluciones.
Las constantes de equilibrio, puede decirse que estuvieron ambas, algo desviadas del valor teórico, esto se debe que en las condiciones de la práctica es imposible mantener la temperatura constante de 25ºC, con que se reporta Ka en la literatura. Ka varia con la temperatura como cualquier constante de equilibrio.
Preguntas
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