medición de la constante de disociación ácida del ácido acético

MEDICIÓN DE LA CONSTANTE DE DISOCIACIÓN ÁCIDA DEL ÁCIDO
ACÉTICO
DEFINICIÓN DEL PROBLEMA
(1) Introducción
La mayoría de las sustancias ácidas son ácidos débiles y sólo se disocian parcialmente
en disolución acuosa. El ácido acético es un ácido débil que se encuentra en el vinagre y
su reacción con el agua se representa de cualquiera de las formas siguientes:
CH3COOH (ac) + H2O (l)  H3O+ (ac) + CH3COO- (ac)
CH3COOH (ac)  CH3COO- (ac) + H+ (ac)
Cuando se establece el equilibrio –lo cual sucede casi instantáneamente, en el caso de
un ácido y el agua- la relación de las concentraciones de los iones a la concentración de
las moléculas sin disociar del ácido débil, es igual a una constante cuando la
temperatura permanece invariable. Expresado matemáticamente,
Ka 
CH 3COO  (ac ) H  (ac )
CH 3COOH (ac )
…..(1)
Ka recibe el nombre de constante de disociación ácida. Cada ácido tiene, a temperatura
constante, un valor característico de Ka , al igual que cada líquido tiene un calor
específico o un punto de ebullición característicos.
(2) Objetivo
En este experimento se determinará la constante de disociación ácida del ácido acético,
por medio de mediciones de pH.
(3) Modelo
Unos cuantos cálculos bastan para demostrar que al mezclar un ácido débil HZ, con la
sal sódica de dicho ácido, NaZ, el porcentaje de HZ que se disocia para formar iones
H+, es insignificante en comparación con la cantidad que permanece sin disociar. A
pesar de esto, la concentración del ión H+ (ac) es suficientemente considerable para
poder medirse con un pH-metro. Por consiguiente, para determinar el valor de Ka, se
pueden mezclar concentraciones conocidas de HZ y NaZ (que se disocia completamente
en iones Na+ (ac) y Z- (ac)), para medir la concentración de H+ y proceder a sustituir
estos valores en la expresión
Ka 
Z  (ac ) H  (ac )
HZ (ac )
…..(2)
Rearreglando la expresión anterior, se obtiene
HZ
Z

K a  H  …..(3)
Tomando logaritmos decimales en la ecuación (3) y cambiando signos algebráicos se
obtiene la ecuación (4), de la cual se obtiene la (5) al emplear la notación “p”
 log H

 HZ 


  log 
 log K a …..(4)
 
 Z 


 Z

pH  pK a  log 
 HZ



 …..(5)

Esta última ecuación muestra la relación entre dos variables pH y log ( [Z-] / [HZ] ), por
lo que al graficar pH vs. log ( [Z-] / [HZ] ) se obtiene una línea recta con ordenada al
origen igual a pKa.
PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
Material y Reactivos
-500 mL de solución de ácido acético 0.1M
-500 mL de solución de acetato de sodio 0.1 M
-dos pipetas de 10 mL
-2 propipetas
-seis vasos de precipitados de 100 mL
-dos agitadores de vidrio
-sensor de pH, interfase Vernier, lap Top
-soluciones reguladoras estándar de pH 4 y 7
-una piseta con agua desionizada
- pinzas y soporte universal
Procedimiento
(1) Tómense cinco vasos de precipitados y llénense de acuerdo con la Tabla 1, agitando
vigorosamente con el agitador de vidrio.
Vaso Volumen de ácido acético (mL) Volumen de acetato de sodio (mL)
1
2
18
2
4
16
3
10
10
4
16
4
5
18
2
Tabla 1
(2) Calibrar el electrodo de pH con las disoluciones reguladoras
(3) Medir el pH de las cinco disoluciones
Tablas de resultados
[acetato]/M
[acético]/M
[acetato]/[acético] log([acetato}/[acetico])
pH
1
2
3
4
5
Análisis Estadístico de los resultados
Se aplicará el método de mínimos cuadrados para encontrar el pKa y su desviación
estándar de acuerdo a las fórmulas matemáticas muy conocidas.