LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL

GUIA 8-2. La constante de disociación de un ácido débil monoprótico

I. PROBLEMA.

Determinar por medio de la medición del pH la constante de disociación de un ácido débil monoprótico.

II. FUNDAMENTO TEORICO.

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de los reactivos y productos permanecen constantes. Los ácidos débiles se ionizan en forma limitada en el agua, en el equilibrio las disoluciones acuosas contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones hidrónio (H3O+) y la base conjugada; la fuerza del ácido débil se mide cuantitativamente mediante la magnitud de la constante de ionización ácida (Ka), cuanto mayor sea el valor de Ka el ácido será más fuerte o sea, hay una mayor concentración de iones hidrónio en el equilibrio. Por lo general es posible calcular la concentración de iones hidrónio o el pH de una disolución ácida en equilibrio a partir de la concentración inicial del ácido y del valor de su Ka, de otra forma, si se conoce el pH de la disolución del ácido débil y su concentración inicial, es posible determinar su Ka. La ionización de un ácido débil en agua se representa de la siguiente manera:

HA (ac) + H2O (l) ↔  H3O + (ac) + A- (ac)

En una forma más simple:

HA (ac) ↔H+ (ac) + A -(ac)

La constante de equilibrio para esta ionización es:

!" =!! !!

!"

La ecuación de la ionización acuosa también puede ser obtenida de la suma de las siguientes ecuaciones: HA + OH- ↔ _  _  A-+ H2O !1 = !!

!" !"!

H2O ↔ H+ + OH- Kw=[OH-] * [H+] HA ↔ A+ + H- Ka = K1*Kw= !! !!

!"

En el laboratorio calcularemos Ka, calculando primero K1 en una solución alcalina y con fuerza iónica constante. La determinación de K1 se realizará según las siguientes consideraciones: HA + OH- ↔ _  _  A-

- + H2O to = Ao Bo teq= A = Ao – x B = Bo – X X donde Ao: concentración inicial del ácido Bo: concentración inicial de la base A: concentración en el equilibrio del ácido B: concentración en el equilibrio de la base X: concentración en el equilibrio del ácido que se disoció. Se pude obtener la siguiente expresión:

!1 =!!

!" !"! =!

!" − ! ∗ !

Esta ecuación se convierte por medio de la transformación inversa en: !!= !

!!+ !

!"∗!!∗ !! Por medio de la gráfica de 1/X vs 1/B se calcula K1

Los valores de B y X se obtienen de medir el pH de la solución alcalina a diferentes concentraciones de la base y el pH después de adicionar una cantidad constante del ácido y que ha llegado al equilibrio (en pocos segundos). Recordar que pH + pOH = 14 Entonces tenemos que:

(pOH)t=0 = 14 – (pH)t=0

(pOH)t=eq = 14 – (pH)t= eq

Bo = 10- (pOH)t=0

B = 10 – (pOH) t=eq

X = Bo – B

III. BÚSQUEDA DE INFORMACIÓN.

- Indique y de una breve explicación de la constante del producto iónico del agua - Realice la ficha técnica de los reactivos que se usarán en el laboratorio. (El profesor le indicará que sustancias ácidas se utilizarán)

- Indique el valor del pH de cinco fluidos comunes.

IV. MATERIALES Y REACTIVOS

Material por grupo de laboratorio.

- _5 vasos de precipitados de 150ml - _  Pipeta graduada de 1,0 ml - _  Pipeta graduada de 5,0 ml - _  Probeta de 100ml - _  Vidiro de reloj - _  Espátula - _  Varilla de vidrio - Material y reactivos generales. - _  Solución de NaCl 0,05M - _  Solución de NaOH 0,2M - _  Solución de ácido acético 0,4M

_  * Esta práctica también se puede realizar con las siguientes sustancias ácidas: ácido fórmico, ácido p-amicobenzoico, ácido benzoico, p-clorofenol, m-cresol, y fenol. _  Potenciómetro digital y soluciones de calibración pH 4.0 y pH 7.0

V. PROCEDIMIENTO.

NOTA: El profesor le indicará con cual sustancia ácida se trabajará en la práctica. Marque los cinco vasos de precipitados, adicione a cada uno 50ml de la solución de NaCl 0,05M y luego adicione las siguientes cantidades de la solución de NaOH al beaker correspondiente como se indica en la tabla No. 1. Agite suavemente y mida el pH con el potenciómetro. No Beaker 1 2 3 4 5 NaOH 0,2M(ml) 0,1 0,3 0,5 0,8 1,0 TABLA No 1. Adición de NaOH Una vez que haya medido el pH inicial de la solución adicione el ácido que va a estudiar de la siguiente forma: 2,0 ml si está trabajando con ácido acético o ácido fórmico o pese entre 30 a 80mg de las demás sustancias ácidas propuestas. Recuerde que tiene que agregar la misma cantidad a los cinco vasos de precipitado. Agite cuidadosamente la solución resultante por un periodo de dos minutos y lea nuevamente el pH con el potenciómetro.

VI. TABLA DE DATOS

Diseñe la tabla de datos para que en ella consigne las observaciones y medidas de la práctica.

VII. PARA EL ANÁLISIS DE LA PRACTICA

- Con la tabal de datos correspondiente y las mediciones de pH que realizó, calcule los valores de B y X como se indica en el fundamento teórico. Haga la gráfica de 1/X vs 1/B (una línea recta) calcule el valor de Ka para la sustancia ácida correspondiente.

- Compare el valor experimental con el valor teórico

VIII. BIBLIOGRAFÍA.

Doménech, R.G; Julian-Ortiz, G.G; Antón-Fos, G.M y Gálvez Alvarez J.1996. Determination of the dissocition constant for a monoprotic acid by simple pH measurements. Journal of Chemical Education.vol 73, No 8, august, pp 792-793. Chang, R y College, W. Química. 2002. séptima edición, Mc Graw Hill. Colombia.