practicas laboratorio

REPORTE PRÁCTICA 5.2
Determinación de la constante de ionización
del ácido acético




















-Antecedentes

La constante de ionización es la constante de equilibrio de una disociación iónica, definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionizaciónes igual al producto de las concentraciones iónicas dividido por la concentración de la sustancia sin disociar. Todas las sustancias se expresan en la forma convencional de moles por litro, pero las unidades de concentración no se ponen normalmente en forma implícita.
Las constantes de ionización varían apreciablemente con la temperatura. A menos que se diga otra cosa se sobreentiende que lotemperatura es de 25°C. También se sobrentenderá que el disolvente es el agua a menos que se establezca otra cosa.
La constante de ionización de un ácido débil se representa normalmente por Ka.

Al echar un ácido débil en agua se produce un equilibrio entre la forma ionizada del ácido y el ácido sin ionizar.  Si expresamos un ácido débil como HA, podemos expresar el equilibrio químico como sigue:                            HA  +   H2O    →  _______   +    A-(ac)
La constante de ionización de un ácido está dada por:
                       Ka =  [H3O+] [ A- ]
                             [HA]
donde cada término se expresa en concentraciones molares
.
Reactivo:

El ácido acético, ácido metilencarboxílico o ácido etanoico, se puede encontrar en forma de ion acetato. Éste es un ácidoque se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2). De acuerdo con la IUPAC se denomina sistemáticamente ácido etanoico.




-Objetivo

Determinar la constante de ionización de un ácido débil (ácido acético), ilustrar la utilización del método potenciométrico en dos de sus aplicaciones más importantes: valoraciónpotenciométrica ácido-base y utilización de los datos potenciométricos obtenidos en una valoración para la determinación de una constante de acidez.

-Técnica

Se prepararon 50 mL de solución de ácido acético 0.1 F mediante los siguientes cálculos:

-ácido acético al 99.8%
-densidad=1.0524 gr/ml

w=F*PM*V=(0.1F)(60)(.005L)
              =0.3gr

w de ácido acético al 100%=(100)(0.3gr)/(99.8)=0.3006 gr

v=m/densidad= 0.3006 gr/1.0524 gr/ml= 0.285ml

Después se prepararon 50 mL de acetato de sodio 0.1 F mediante los siguientes cálculos:

-acetato de sodio al 99.3%

w=F*PM*V=(0.1)(81.989)(0.05L)=0.4099 gr

w de acetato de sodio al 100%=(100)(0.4099gr)/(99.3)=0.4127gr

Solución
amortiguadora
Volumen (ml) de
ácido acético
Volumen (ml) de
acetato de sodio
1
3
27
2
312
3
3
3
4
12
3
5
27
3
De las soluciones anteriores se tomaron los volúmenes de la tabla.

Para calcular el número de moles presentes de cada especie se hicieron los siguientes cálculos:

Ácido

n = F*V
n1 = (0.1 F)(3/30) = 0.01 mol
n2 = (0.1 F)(3/15) = 0.02 mol
n3 = (0.1 F)(3/6) = 0.05 mol
n4 = (0.1 F)(12/15) = 0.08 mol
n5 = (0.1 F)(27/30) = 0.09 mol

Sal

n1 = (0.1F)(27/30) = 0.09 mol
n2 = (0.1 F)(12/15) = 0.08 mol
n3 = (0.1 F)(3/6) = 0.05 mol
n4 = (0.1 F)(3/15) = 0.02 mol
n5 = (0.1 F)(3/30) = 0.01 mol


Posteriormente se midió el pH de las soluciones con el pHmetro.






-Resultados y análisis de resultados

Solución
amortiguadora
*
pH
experimental
1
0.9542
5.81
2
0.6020
5.47
3
0
4.88
4
-0.6020
4.27
5
-0.9542
3.94

Paracalcular Ka experimental tenemos la fórmula:


Sustituyendo se tiene:




El valor reportado para esta constante es 1.8x10-5 y experimentalmente se observan valores cercanos.

-Conclusión

En esta práctica se tuvieron que tomar ciertas condiciones y precauciones pues, a pesar de que se trabajó con un ácido débil, este posee las propiedades de corrosión de los ácidos en general..
Se...