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INSTITUTO TECNOLÓGICO DE ESTUDIOS SUPERIORES DE MONTERREY 
CAMPUS ESTADO DE MÉXICO 
 
Departamento de Biotecnología e Ingeniería Química 
 

 
 
 
Práctica 12 
"Constante de equilibrio: Determinación de la constante de ionización del ácido 
acético" 
 
Materia: Química Experimental 
Profesor: Dra. Lindsay Sidney Hernández Muñoz 
 
Grupo 1 Equipo 3 
Agustín Rovira

A01376286 Bryan Badillo

A01374284 

César Báez

A01350119 

Fecha de entrega: 30 de septiembre del 2014 

Objetivo 
●

Determinar el valor de la constante de ionización de una solución acuosa de ácido 
acético. 

Resultados 
Lo primero que se requirió hacer en esta práctica fue preparar una solución de 25 mL 
CH3CO2H 0.2 M y otra de 25 mL CH3CO2Na 0.2 M en dos matraces aforados. molaridad de ambas soluciones: 0.2 mol/L = n mol / 0.025 
n mol = 0.005 mol de CH3CO2H y CH3CO2Na . 3 H2O 
volumen de CH3CO2H = (0.005 mol)(60.05 g/mol)(1.05 g/mL)­1 = 0.286 mL 
masa de CH3CO2Na . 3 H2O = (0.005 mol)(136.08 g/mol) = 0.6804 
Se midieron ~0.29 mL de CH3CO2H y ~0.6800 g de CH3CO2Na . 3 H2O 
Una vez que las soluciones estaban preparadas se añadieron a las buretas con embudos y se aseguró que la punta de la bureta no tuviera aire. Una vez que esto estaba listo se usó la 
siguiente tabla para hacer las mezclas. 
Tabla 1: Volumenes de CH3CO2H 0.2 M y CH3CO2Na 0.2 M para los tubos 1 a 7 
Tubo 

1 

2 

3 

4 

5 

6 

7 

Volumen inicial de ácido acético en 
bureta 

28.0  29.0  30.5  32.5  35.0  38.0  41.5 

Volumen final de ácido acético en 
bureta 29.0  30.5  32.5  35.0  38.0  41.5  45.5 

Volumen de ácido acético 
Volumen inicial de acetato de sodio 
en bureta 

1.0 

1.5 

2.0 

2.5 

3.0 

3.5 

4.0 

28.2  32.2  35.7  38.7  41.2  43.2  44.7 

Volumen final de acetato de sodio en 32.2  35.7  38.7  41.2  43.2  44.7  45.7 
bureta 
Volumen de acetato de sodio 

4.0 

3.5 ej. Volumen de ácido acético tubo 1 = 29.0­28.0 
     Volumen de acetato de sodio tubo 1 = 32.2­28.2 
 

3.0 

2.5 

2.0 

1.5 

1.0 

Tabla 2: Concentración molar corregida de CH3CO2H y CH3CO2Na en los tubos 
 
Tubo 

Mcorregida CH3CO2H  Mcorregida CH3CO2Na 

Log([CH3CO2Na]/[CH3CO2H]) 

1 

0.0400 

0.8000 

1.30 

2 

0.0667 

0.4667 

0.84 

3 

0.1333 

0.3000 

0.35 

4 

0.2000 

0.2000 0.00 

5 

0.3000 

0.1333 

­0.35 

6 

0.4667 

0.0667 

­0.84 

7 

0.8000 

0.0400 

­1.30 

ej. Mcorregida CH3CO2H tubo 1 = (0.2 mol/L)(1.0 mL / 5.0 mL) 
     Mcorregida CH3CO2Na tubo 1 = (0.2 mol/L)(4.0 mL / 5.0 mL) 
     Log([CH3CO2Na]/[CH3CO2H]) tubo 1 = log(0.8000 mol/L / 0.0400 mol/L) 
 La Tabla 2 muestra las concentraciones corregidas después de hacer las mezclas de 
las soluciones de CH3CO2H y CH3CO2Na. 
 
Tabla 3: pH experimental y concentración de protones en los tubos 
 
Tubo 

pH 

[H3O]+ 

1 

6.4 

3.98 x 10­7 

2 

5.8 

1.58 x 10­6 

3 

5.4 

3.98 x 10­6 

4 

5.1 

7.94 x 10­6 

5 

4.9 

1.26 x 10­5 

6 

4.6 

2.51 x 10­5 

7 

4.2 

6.31 x 10­5 

ej. [H3O]+ en tubo 1 = 10­6.4 
 La Tabla 3 muestra el resultado de pH de cada uno de los tubos y sus correspondientes 
concentraciones de protones. Estas medidas se hicieron manejando cuidadosamente los 
electrodos. De estos resultados se saca el valor del pKa a partir de la siguiente fórmula: 

pH = pKa + Log([CH3CO2Na]/[CH3CO2H]) 
Log(0.2000/0.2000) = 0 para tubo 4 con pH de 5.1 
5.1 = pKa + 0
pKa experimental = 5.1 
 El pKa experimental de la prueba fue de 5.1 mientras que el pKa de CH3CO2H teórico es 
de 4.75 en condiciones normales (Acid and Base Strength, s.f.) 
 
Tabla 4: Valores de pKa y Ka para los tubos, y concentración de protones teórica y pH teórico 
 
Tubo 

pKa 

[H3O]+ teórica 

Ka 

pH teórico 

1 

5.10 

7.96 x 10­6 

8.89 x 10­7 

6.05 

2 

4.96 ...