Determinación de la Ka CH3COOH

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE ACIDEZ DEL ÁCIDO ACÉTICO
GLACIAL

Objetivo: Determinar la constante de acidez K de acido acético (CH 3COOH)
por valoración con hidróxido de sodio NaOH y con medidas potenciométricas
de pH.

Planteamiento del problema: ¿Cómo determinar la constante de acidez Ka
del ácido acético glacial CH3COOH utilizando la titulación acido-base con
indicadores respaldada por el método de titulación potenciométrica?

Hipótesis: Se calculará la ka del ácido acético glacial por métodos de
titulación volumétrica y potenciométrica ácido-base y potenciométrica para
obtener la concentración del ácido acético y así se obtener un valor
aproximado a 1.8x10-5.

Variables: independiente [H+], dependiente: constante de acidez (ka)
MARCO TEÓRICO:
Equilibrio químico: El equilibrio químico en una condición en la cual las<
velocidades de reacción directa e inversa son iguales, y las concentraciones de
ractivos y productos no varian a una temperatura constante. El equilibrio químico
se logra sea que inicie con los reactivos a los productos. Tal hecho puede
demostrarse empleando trazadores isotópicos.
Teoría ácido-base de Arrhenius: La primer definición de ácidos y bases fue dada
por el químico sueco Svante Arrhenius alrededor de 1884 enunciando que: “Las
sustancias ácidas son aquellas que en solución acuosa se disocian en iones
hidrógeno, mientras que las sustancias básicas son aquellas que en solución
acuosa se disocia en iones hidroxilo”, esta teoría está basada en su teoría de
ionización de las sustancias en soluciones acuosas. Las sustancias que se
disociaban total o parcialmente como iones se consideran electrolitos. Aquellas
que se disociaban totalmente electrolitos fuertes, las que no, se consideraban
como electrolitos débiles.
1
Teoría ácido-base Brönsted - Lowry: La teoría fue propuesta en 1923 y dice que
un ácido es aquella sustancia que puede donar o ceder protones H + mientras que
una base es aquella sustancia que puede aceptar o ganar protones H +. Puede ser
una molécula o un ion y aplica para cualquier tipo de disolvente, las bases pueden
presentar o no el ion OH-, la presencia del agua es relevante y se determina por
medio de una reacción ácido-base de transferencia:
ÁCIDO + BASE
ÁCIDO CONJUGADO + BASE CONJUGADA
Teoría ácido-base Lewis: Para Lewis un ácido es la especie química capaz de
aceptar como mínimo un un par de electrones, formando un enlace, mientras que
una base es la especie química capaz de donar o compartir como mínimo un par
de electrones; puede dar el par completo.
pH: Es una medida utilizada por la química para evaluar la acidez o alcalinidad de
una sustancia por lo general en estado liquido (también puede utilizar para gases).
Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una
disolución
acuosa iones de hidrogeno, hidrogeniones (H+) al medio). La
alcalinidad o base aporta hidroxilo (OH)- al medio. Por lo tanto el pH mide la
concentración de iones de hidrogeno de una sustancia, a pesar de que muchas
definiciones al respecto.
Se mide de una escala que va del 0 al 14. Si pH>7, la sustancia es básica o
alcalina, si pH<7 la sustancia es ácida, si pH=7 la sustancia es neutra.
Cálculos de pH: El cálculo del pH da como resultado una cantidad a dimensional.
Los ácidos y bases fuertes, se encuentran casi completamente ionizada en
disolución acuosa así que pueden calcularse las concentraciones de los iones
hidronio [H3O+] y [OH-], también el pH directamente a partir de las
concentraciones del ácido o de la base en cuestión. La medición del pH de las
disoluciones se lleva a cabo mediante aparatos conocidos como potenciómetros o
pHmetros que funcionan mediante electrodos que se introducen en la disolución a
tratar, pudiendo leer rápidamente la escala de valor de pH.
2
pH= - log |H+|, el pH y el pOH mantienen una relación cuando son de la misma
solución acuosa, siendo fácil deducir a través de la expresión del producto iónico
del agua.
Kw= (H3O+) (OH-)= 10 -14
Aplicando logaritmo:
log (H3O+) (OH-)= 10 -14
log (H3O+) + log (OH-)= -14 log10
Multiplicando por -1 toda la igualdad
-log (H3O+) – log (OH-)= 14
pH + pOH = 14
Cálculo de la constante de acidez (Ka): Para calcular la ka la reacción tiene que
estar balanceada, equilibrada y los reactivos tienen que estar en estado natural.
No participan los elementos en estado líquido ni sólido, en estado acuoso sí. Por
ejemplo:
HA
H+
+ A-
Ka= [A-] [H+]
[HA]
Cálculo del porcentaje de ionización (%α): Se calcula dividiendo la
concentración de la base conjugada entre la concentración de la sustancia antes
de que se ionizara.
%α= [Sustancia ionizada] ∕ [sustancia inicial] x 100
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Clasificación de acuerdo al %α:
Si ka/Co
>102
10
0.5
10-1
10-2
<10-4
Α x 100%
> 99.9%
91.5
50
27
10
1
Fuerza
Ácido
fuerte
Ácido de
fuerza media
Ácido
débil
Dilución: Es la preparación de una disolución a partir de otra del mismo tipo de
soluto con concentración conocida. Se calcula con la expresión: C1V1= C2V2.
Titulación ácido fuerte-base fuerte: En disolución acuosa los ácidos y bases
fuertes se encuentran totalmente disociados, por tanto el pH a lo largo de la
titulación se puede calcular directamente de las cantidades estequiométricas de
ácido y base que van reaccionando. En rl punto de equivalencia el pH está
determinado por el grado de disociación del agua; a 25°C el pH del agua pura es
de 7.00. Para la titulación de una base fuerte con un ácido fuerte el cambio de pH
en el punto de equivalencia es muy amplio y abarca los rangos de pH del
anaranjado de metilo, azul de bromo timol y fenolftaleína (véase tabla 1)
Titulación ácido fuerte-base débil: La valoración de una base débil con un ácido
fuerte difiere un poco de la valoración de un ácido débil con una base fuerte, salvo
en que están invertidos los papeles del ácido y de la base, en el punto de
equivalencia se tendría que analizar si es un ácido diprótico ya que tiene dos
puntos de equivalencia, o tripróticos que tienen tres puntos de equivalencia, para
utilizar el indicador adecuado.
Titulación ácido débil-base fuerte: Cuando se neutraliza ácido acético [x] con
hidróxido de sodio[x], la sal formada-acetato de sodio- , tiende a hidrolizarse
impartiendo reacción alcalina a la solución. La valoración presenta algunas
complicaciones. Se considera como ejemplo la valoración del ácido acético
(CH3COOH) con hidróxido de sodio (NaOH). La adición de NaOH neutraliza parte
del ácido acético; por lo tanto, en puntos de la curva de valoración antes del punto
4
de equivalencia, la solución contiene CH3COOH y NaCH3COOH en cantidades
varias y el pH es prácticamente el de un amortiguador ácido acético - acetato de
sódico. Pasado el punto de equivalencia, la solución contiene sólo acetato sódico
y NaOH en exceso. Como el ion OH- es una base mucho más fuerte que el ion
acetato, se puede suponer que el efecto del ion acetato
sobre el pH es
insignificante.
Titulación ácido-base débil: En el caso de emplear ácido o bases débiles en
la titulación, las sales formadas tienden a seguir reaccionando con el agua. La
reacción ácido-base de la sal formada modifica el pH de la solución en el
punto de neutralización:
El pH resultará alcalino si se titula un ácido débil con una base fuerte (por
ejemplo, titulación de ácido acético con NaOH).
El pH resultará ácido si se titula una base débil con un ácido fuerte (por
ejemplo, titulación de amoniaco con HCl).
Este mismo efecto se observa cuando se disuelve una sal que contenga un
anión proveniente de un ácido débil o un catión proveniente de una base
débil, y se denomina hidrólisis de sales. Por esta circunstancia, no todos los
indicadores ácido-base son útiles para este tipo de ensayos, y se deben
seleccionar aquellos que tengan un intervalo de cambio de color cercano al
punto de equivalencia de la titulación.
Curvas de valoración: Es una gráfica de como varía una propiedad fisicoquímica
de la solución o función en relación al volumen del agente valorante. Nos informa
como varía la propiedad en el transcurso de la valoración y nos permite
determinar con certeza el punto final de la valoración y otras cantidades o
características de las mismas.
% de error en la titulación: Existen por lo menos dos fuentes de error al
determinar el punto final de una titulación utilizando indicadores visuales. Uno de
ellos ocurre cuando el indicador que se utiliza no cambia de color en el pH
adecuado. Este es un error determinado que se puede corregir por medio de la
5
determinación del indicador en blanco. Este último es sencillamente el volumen
de ácido o de base que se necesita para cambiar el pH del punto de equivalencia
al pH en el cual el indicador cambia de color. La determinación del indicador en
blanco casi siempre se hace en forma experimental.
Indicadores ácido-base: Existen muchos ácidos y bases orgánicos débiles que
presentan diferentes colores cuando están sin disociar y cuando están en forma
iónica. Estas moléculas se pueden utilizar para la determinar cuándo se ha
adicionado la cantidad suficiente
de titulante y se les denomina indicadores
visuales. Es importante saber el pH del titulante y de la sustancia a valorar ya que
así se podrá escoger el indicador adecuado.
Tabla 1. Algunos indicadores ácido- base 1
Cambio de color al aumentar
Indicador
el pH
Forma ácida
Forma básica
Intervalo de pH
Forma ácida
Forma básica
0.1
0.8
Amarillo de metilo
2.9
4.0
Azul de bromofenol
3.0
4.6
Anaranjado de metilo
3.1
4.4
Verde de bromocresol
3.8
5.4
Rojo de metilo
4.2
6.2
Tornasol
5.0
8.0
Púrpura de metilo
4.8
5.4
Azul de bromotimol
6.0
7.6
Rojo neutro
6.8
8.0
Rojo de fenol
6.8
8.4
8.0
9.6
Ácido pícrico
Fenoftaleína
incoloro
incoloro
6
Punto de equivalencia: Punto en el que la cantidad de agente valorante y de
sustancia valorada coinciden estequiométricamente.
Punto final: Punto experimental en el que se detecta el punto de equivalencia, la
disolución vira y la titulación se detiene.
Potenciómetro: Es un equipo electrónico que contiene un electrodo de vidrio y
lecturas de 0.1, unidades de pH. Para calibrar el equipo se realiza con soluciones
amortiguadoras o Buffer de pH 7 o 10 y pH 4.
Solución Buffer o amortiguadora: Las soluciones buffer o amortiguadoras son
capaces de mantener su pH en valores aproximadamente constantes, aún cuando
se agreguen pequeñas cantidades de ácido o base, o se diluya la solución.
Una disolución buffer o amortiguadora se caracteriza por
contener simultáneamente una especie débil y su par conjugado:

un ácido débil y la sal de su par conjugado
HA

+
H2O
A–
+
H3O+
una base débil y la sal de su par conjugado
B
+
H2O
BH+ +
OH–
La disolución buffer debe contener una concentración relativamente grande de
cada uno de los integrantes del par conjugado, de modo que:

la especie ácida del sistema buffer pueda reaccionar con los iones OH– que se le
añadan

la especie básica del sistema buffer pueda reaccionar con la cantidad de iones
H+ que se añadan
MATERIAL
7
- Para verter/entregar
- Bureta de 10 y 25 mL
- Pipeta volumétrica de 2, 5 y 50 mL
- Para contener
- 5 vasos pp de 10mL
- 1 matraz aforado de 100mL
- 3 vasos pp de 30mL
- 1 matraz aforado de 25 mL
- 1 vaso pp de 100mL
- Frascos de vidrio y de plástico
General
- Soporte Universal
- Piseta
- Vidrio de reloj
- Agitador magnético
- Pesafiltros
- Etiquetas
- Desecador
- Perilla de seguridad
- Espátula
- Pinzas de doble presión
- Instrumentos
- Balanza analítica
- Potenciómetro
- Termómetro de inmersión parcial 0-200 °C
- Equipo
- Parrilla de agitación
- Estufa
- Campana
PROCEDIMIENTO
RESULTADOS
Tabla 2. Estandarización del Hidróxido de Sodio con Ftalato ácido de Potasio
# de muestra
Volumen de NaOH (mL)
Molaridad (mol/L)
1
1.9
0.1837
2
2
0.1745
8
3
1.7
0.2052
4
1.8
0.1938
5
2.3
0.1517
Molaridad promedio del Hidróxido de sodio: 0.1818 mol/L
Tabla 3. Titulación del ácido acético glacial con el Hidróxido de Sodio
# de muestra
Volumen de NaOH (mL)
Molaridad (mol/L)
1
2
3
4
5
Molaridad promedio del ácido acético: 0.1942 mol/L
Tabla 4. Cambio del pH en la titulación potenciométrica de ácido acético e
hidróxido de sodio.
Volumen
(mL)
0
0.5
1
1.5
2
2.5
3
3.5
4
4.5
4.6
4.7
pH
2.58
3.56
3.97
4.22
4.42
4.67
4.92
5.12
5.36
5.71
5.77
5.81
9
4.8
4.9
6.45
6.9
Gráfica 1. Gráfica de la curva de la titulación potenciométrica del CH3COOH con NaOH
Curva de la titulación potenciométrica de
CH3COOH y NaOH
8
7
6
5
pH 4
3
2
1
0
0
1
2
3
4
5
6
Volumen mL
Tabla 5. Comparación de resultados teóricos vs experimentales
0.1745
2.73
Valores
experimentales
0.1942
2.58
1.8x10-5
2.5322x10-5
Valores teóricos
Molaridad (mol/L)
pH
Constante de
acidez (Ka)
Margen de error
11.29%
5.49%
40.68%
CÁLCULOS PREVIOS
CÁLCULOS CORREGIDOS
DISCUSIÓN: Se puede apreciar que en este experimento los márgenes de error
no son muy bajos, se lo podemos atribuir a que nos e hizo una correcta lectura en
la bureta o quizás se preparó mal la disolución, en cuanto a la cuerva de titulación
se debe al error instrumental ya que varios de los potenciómetros tardaban en
estabilizarse o de plano no servían, en cuanto a la constante de acidez nos salió
muy baja pero entra en el rango de x10-5 así que no se pudo descartar ningún dato
10
de
la
titulación/
estandarización.
Fue
complicado
hacer
la
titulación
potenciométrica ya que si no se sumergía bien el electrodo no era fácil leer el pH,
la valoración ácido acético-hidróxido de sodio tiene un punto de equivalencia en un
pH arriba de 8, la valoración que se realizó teóricamente tiene su punto de
equivalencia en 4.9 mL pero queda incompleta la curva, eso se puede atribuir al
error instrumental además, también pudo haber influido que el Hidróxido es una
sustancia higroscópica y que mientras se pesaba, no sólo se estaba pesando la
masa del hidróxido sino también lo que absorbía.
CONCLUSIÓN: Experimentalmente se obtuvo una constante muy alejada de la
teórica, se tiene que tener más cuidado al momento de titular con o sin indicador,
tratando de eliminar mayoritariamente todos los errores que pueda haber, para
que no vuelva a ocurrir que al momento de graficar el pH contra el V(mL) se
obtenga una curva incompleta.
BIBLIOGRAFÍA:
Day Jr, et. al., Química Analítica Cuantitativa, trad. Arroyo Espinosa, María
Cristina, 5ª ed., Prentice-Hall, México, 1989. pág. 182.
1 R.A.
B. Fischer, Robert, G. Petters, Dennis, Compendio de análisis químicos
cuantitativos, trd. María Teresa, Editorial Interameticana, México, 1971.
R. O’Connor, Paul, Química: Experimentos y teorías, trad. Casabí Gispet Jaime,
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E. Brady, James, E. Humiston, Gerard, Química, Tomo IV, trad. Sangines
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Gary D. Christian, Química Cuantitativa, trad. Aguilar Ortega, María Teresa, 2ª ed.,
Limusa, México, 1990. pp. 684.
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