Trabajos Universidad

Laboratorio de Química II
Departamento de Química, Universidad del Valle, Yumbo, Colombia.

DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
(Para una Reacción Homogénea)
(Determinación de la constante de acidez de un ácido débil mediante dos métodos)
Practica No.5


- DATOS

Tabla 1. Datos experimentales de la constante de equilibrio para el acido acético.

Solución | Molaridad |Método | pH | T (°C) |
Ácido Acético (AcOH) | 0.1 M | Primero | 2.70 | 24.9 |
Ácido Acético (AcOH) | 0.01 M | Primero | 3.21 | 25.3 |
Mezcla Final (AcOH + NaOH) | 0.1 M | Segundo | 4.63 | 25.7 |
Mezcla Final (AcOH + NaOH) | 0.01 M | Segundo | 4.78 | 24.9 |

Tabla 2. Datos teóricos de la constante de equilibrio para el acido acético.

Solución | Molaridad | pH |
Ácido Acético (AcOH) | 0.1M | |
Ácido Acético (AcOH) | 0.01 M | |
Mezcla Final (AcOH + NaOH) | 0.1 M | |
Mezcla Final (AcOH + NaOH) | 0.01 M | |

- CALCULOS

1- Constante de Equilibrio del ácido acético según el primer método:
* Solución 0.1M AcOH

* Solución 0.01M AcOH

2- Constante de Equilibrio del ácido acético según el segundo método:
* Solución 0.1M AcOH

* Solución 0.01MAcOH

3- Valor Promedio para la constante de equilibrio determinada experimentalmente según el primer método y porcentaje de error en su determinación.

4- Valor Promedio para la constante de equilibrio determinada experimentalmente según el segundo método y porcentaje de error en su determinación.

* Comparación entre 1er y 2do Método.

5- Valor teórico de la constante de equilibrio parael ácido acético. Y cálculo del porcentaje de error de cada método.

- DISCUSIÓN DE LOS RESULTADOS

En los datos obtenidos mediante el montaje experimental pudimos observar que los valores de los puntos de ebullición son muy distintos a los que se pueden encontrar en la literatura; de acuerdo a la investigación en libros e internet nos encontramos con que la presión atmosférica en la ciudad deCali es de aproximadamente 0.88 atm, y el valor de las literaturas han sido calculados con una presión igual a 1 atm; por lo tanto estos valores cambian notablemente al ser calculados en nuestro laboratorio.
Además no podemos medir exactamente los valores de temperatura debido al termómetro ya que en la columna del mercurio no se muestran valores exactos y hubo la necesidad de calcular con lavisión un valor conveniente.

Para el sistema cloroformo – acetona según las gráficas observamos que tienen una desviación negativa a la ley de Raoult, y esta se debe a que la presión parcial de cada componente y la presión de vapor total de la disolución son menores a las ideales. Este tipo de desviación ocurre cuando las fuerzas de atracción entre el solvente y el soluto resultan más fuertes quelas de cada constituyente puro, lo que le hace más difícil a las moléculas del solvente salir del sistema en forma gaseosa. El comportamiento del soluto es semejante al del solvente.

El proceso de mezclar cloroformo−acetona es exotérmico, a medida que las fuerzas intermoleculares más fuertes reemplazan a las más débiles. Lo anterior se ve claramente en las gráficas, puesto que la temperaturade ebullición de la disolución está por encima de la línea de idealidad.

Las fuerzas intermoleculares que interaccionan en la acetona son de Van der Walls y de dipolo−dipolo. El cloroformo tiene fuerzas intermoleculares básicamente de Van der Walls, es una molécula apolar y su momento dipolar neto es muy bajo. Al ser mezclados entre sí estos dos componentes (cloroformo−acetona), los enlaces dehidrógeno se vuelven débiles entre los dos tipos de moléculas, pero las condiciones para el enlace de hidrógeno no se dan en cada uno de los líquidos puros por separado.

Para el sistema propanol − Isopropanol de acuerdo a las gráficas se observa que tienen una desviación positiva a la ley de Raoult, esto ocurre debido a que la presión parcial de cada componente y la presión de vapor total...