Anteproyecto constante de ácidez del ácido acético PDF

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Anteproyecto para determinar la constante de acidez en una muestra de ácido acético...

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Facultad de Estudios Superiores Zaragoza UNAM Constante de acidez del ácido monoprótico: ácido acético. Semestre: 2022-1 Laboratorio Grupo 1255

09 noviembre 2021

Páginas: 1/17

Marco teórico. Teorías ácido-base En el siglo XVII, el escritor irlandés y químico Robert Boyle primero denominó las sustancias como ácidos o bases, llamó a las bases álcalis de acuerdo a las siguientes características: ➢ Los ácidos tienen un sabor ácido, corroen el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. ➢ Las bases o álcalis son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después. Teoría de Arrhenius A finales de 1800, el científico sueco Svante Arrhenius propuso que el agua puede disolver muchos compuestos separándolos en sus iones individuales. Así Arrhenius sugirió que: ➢ Los ácidos son compuestos que contienen hidrógeno y pueden disolverse en el agua para soltar iones de hidrógeno a la solución. ➢ Las bases como sustancias que se disuelven en el agua para soltar iones de hidróxido (OH-) a la solución. Arrhenius postuló así su teoría ácido-base como: “Un ácido es una sustancia capaz de ceder iones H+, una base es una sustancia capaz de ceder iones OH-.” Esta definición fue un gran avance, pero con ella no se puede explicar el comportamiento básico de sustancias como el amoniaco, NH3, o el carbonato de sodio Na2CO3, que siendo plenamente reconocidas como bases, no poseen en su estructura iones OH-. Teoría de Brönsted-Lowry El problema fue resuelto por el danés Johannes Brönsted y por el inglés Thomas Lowry, quienes de manera independiente propusieron en 1923 una nueva teoría. En esta teoría, conocida como de Brönsted-Lowry, el ácido se define igual que en la teoría de Arrhenius, como un donador de iones H+, pero las bases se definen como sustancias capaces de aceptar iones H+, lo que permite incluir a muchas sustancias básicas que no cumplen con la definición de Arrhenius. Así Bronsted y Lowry postularon su teoría ácido-base como: “Un ácido es una sustancia capaz de ceder iones H, una base es una sustancia capaz de aceptar iones H.” En una reacción ácido base de Bronsted-Lowry un ácido conjugado es la especie que se deforma después de que una base acepta el protón y una base conjugada es la especie que se forma después de que un ácido done su protón. Todo ácido de Bronsted tiene una base conjugada y toda base de Bronsted tiene un ácido conjugado. Por ejemplo, el ión amonio es el ácido conjugado que se forma a partir del

Elaboró: Andrade Valeria Firma: AAV

Ayala Revisó: Hernández López Autorizó: Aguilar Vega Maira Jazmín Jimena Firma: HLJ Firma: AVMJ

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amoníaco, y el ión hidróxido es la base conjugada del ácido agua.

Teoría ácido base de Lewis: Lewis propuso una definición de ácidos y bases más general que las anteriores. Esta nueva manera de entender los ácidos y las bases se centraba en la presencia o no de pares de electrones que se pudieran intercambiar para formar nuevos enlaces covalentes. ➢ Ácido. Un ácido de Lewis es toda especie química capaz de aceptar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado con una base. ➢ Base. Una base de Lewis es toda especie química capaz de ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado con un ácido. Clasificación de ácidos y bases: Se pueden clasificar dependiendo de su fuerza. De acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry la fuerza de un ácido depende del grado con el cuál este dona protones al solvente. Un ácido fuerte se encuentra completamente desprotonado en solución y un ácido débil solamente parcialmente. mientras que una base fuerte está completamente protonada en solución y una base débil también en disolución parcialmente protonada. En la definición de Lewis la fuerza de un ácido se puede evaluar mediante la constante de equilibrio A + B ↔ A-B, dónde B es una base de referencia. En realidad, la escala de fuerza ácida depende de la base escogida como referencia, para estimar qué bases preferiría un ácido determinado y viceversa se han establecido reglas en las que se divide a las bases en bases duras y bases blandas. Las bases duras o fuertes son aquellas que tienen un átomo dador cuya densidad electrónica se polariza (se deforma) difícilmente. Por ello normalmente el átomo dador es pequeño y muy electronegativo. Las bases blandas o débiles son aquellas que tienen un átomo dador cuya densidad electrónica se polariza con facilidad. Los átomos dadores son generalmente menos electronegativos y de mayor tamaño que los de las bases duras. Por su parte, los ácidos duros son aquellos que en proporción se enlazan mejor con las bases duras y los débiles se enlazan mejor con las bases blandas. Las especies que actúan como ácidos son moléculas cuándo octetos incompletos, cationes sencillos, algunos átomos metálicos y compuestos con átomos centrales qué pueden expandir octeto. La mayoría de los ácidos son débiles. Considérese un ácido monoprótico débil, HA. su ionización en agua se representa como:

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La expresión de equilibrio para esta ionización es:

Donde Ka es la constante de ionización de un ácido en el equilibrio. A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente mediante la magnitud de Ka. Cuánto mayor sea el valor de Ka, el ácido será más fuerte, es decir, mayor será la concentración de iones H+ en el equilibrio debido a su ionización. Puesto que las concentraciones de los iones H+ y OH- en disoluciones acuosas con frecuencia son números muy pequeños y, por lo tanto, es difícil trabajar con ellos, Soren Sorensen propuso, en 1909, una medida más práctica denominada pH. El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ion hidrógeno (en mol/L): pH = -log[H3O+] o pH = -log[H+] Observe que el pH aumenta a medida que [H+] disminuye. El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes. El equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad. La constante de equilibrio se define mediante un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada uno de los cuales está elevado a una potencia Igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene con el mismo proceso para las concentraciones de equilibrio de los reactivos.

Kc=

[C ]c [ D ]d [ A] a [ B ] b

La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción es favorable a los productos o a los reactivos y la proporción entre estos. Esta ecuación es correspondiente a la ley de acción de masas que, establece que para una reacción reversible en equilibrio a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (constante de equilibrio.) Una constante de equilibrio puede ser afectada por diversos factores según lo explica el principio de Le Chatelier que predice que cuando a un sistema en equilibrio se le modifica alguna de las características que lo definen (presión, volumen, temperatura, concentración, Elaboró: Andrade Valeria Firma: AAV

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etc.) el sistema evoluciona en el sentido en que contrarreste la modificación introducida. Particularmente, el cambio de la temperatura de un sistema en equilibrio químico, modifica el valor de su constante de equilibrio. El ácido acético se disocia parcialmente en agua, según la reacción

La constante termodinámica para la disociación anterior (constante de disociación ácida) alcanza un valor de 1.75x10-5, a la temperatura de 25°C. Las valoraciones son un grupo de métodos analíticos que se basan en la medida de la cantidad de un reactivo de concentración conocida, llamado reactivo patrón, necesario para reaccionar de manera completa con el analito en la muestra. La reacción tiene una estequiometría conocida y reproducible. El punto de equivalencia de una valoración es un punto teórico que se alcanza cuando la cantidad de reactivo patrón añadido equivale exactamente a la del analito. Resulta imposible determinar experimentalmente el punto de equivalencia de una valoración. En su lugar, únicamente se puede estimar su posición al observar el cambio físico relacionado con la condición de equivalencia. Este cambio se llama punto final de la valoración. El método de titulación potenciométrica ácido – base se fundamenta en que los iones hidrógenos presentes en una muestra como resultado de la disociación o hidrólisis de solutos, son neutralizados mediante titulación con una base estándar. El proceso consiste en la medición y registro del potencial de la celda (en milivoltios o pH) después de la adición del reactivo (base estándar) utilizando un potenciómetro. Para ello es necesario calibrar este instrumento con soluciones buffer.La cual es una disolución de un ácido débil o una base débil y su sal; es decir ambos deben de estar presentes. Esta resiste cambios de PH cuándo se diluye o cuando se le añaden ácidos o bases. Ahora bien, para hallar la concentración del analito se construye una curva de titulación graficando los valores de pH observados contra el volumen acumulativo (mL) de la solución titulante empleada. La curva obtenida debe mostrar uno o más puntos de inflexión (punto de inflexión es aquel en el cual la pendiente de la curva cambia de signo). Si la curva de valoración viene representada por la ecuación y = f(x) en el punto de máxima pendiente, se cumple que el valor de la primera derivada (dy/dx) es máximo, mientras que el punto de inflexión, el valor de la segunda derivada (d2 y/d2 x) es cero. Estas características permiten la localización del punto de equivalencia mediante los métodos de la curva primera derivada, y de la segunda derivada. Método de la primera y segunda derivada Primera derivada Una vez obtenidos los datos de la titulación se debe calcular el cambio de potencial por unidad de volumen de valorante. Para ello, en la tabla de valores obtenidos de la valoración potenciométrica con dos columnas, la primera con el volumen de valorante y la segunda con el pH registrado, se le deben agregar dos columnas más, en una irá el cálculo de la primera derivada que es ΔpH/ΔV, para calcular este valor usamos

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pH 2− pH 1 V 2−V 1

se debe hacer

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con cada uno de los valores registrados. El primer valor se coloca en la segunda fila. Para la otra columna se obtendrá el volumen medio para ello usamos

V 1+ V 2 2

de la misma

forma se calcula para todos los datos y el primer valor obtenido se coloca en la segunda fila. Ahora con estas dos nuevas columnas procedemos a graficar; en el eje de las x va el promedio de volumen y en el de las y el cálculo de la primera derivada (ΔpH/ΔV). Al graficar se obtiene un punto máximo el cuál será el punto de equivalencia. Segunda derivada Una vez que que se tienen los datos de la primera derivada y el volumen promedio se agregan otras dos columnas a la tabla, en una de ellas se colocará la segunda derivada que es Δ(ΔpH/ΔV)/ΔVprom. para calcular estos valores usamos

(ΔpH / ΔV )2−( ΔpH / ΔV )1 Vprom 2−Vprom1

Se hace el cálculo para cada valor colocando el primero en la tercera fila (con respecto al pH y volumen inicial). Para la otra columna se obtendrá el volumen medio del volumen promedio antes obtenido, para ello usamos

Vprom 1+ Vprom 2 2

de la misma forma se

calcula para todos los datos y el primer valor obtenido se coloca en la tercera fila. Teniendo estos nuevos datos procedemos a graficar, en el eje de las x van los promedios del promedio de volumen obtenido y en el eje de las y los valores de la segunda derivada (Δ(ΔpH/ΔV)/ΔVprom.). Al graficar en donde la gráfica corta al eje de las x, es decir, cuando y= 0, representa el punto de equivalencia. Obtener el punto de equivalencia Una vez teniendo los datos y gráficos de la primera y segunda derivada si no podemos visualizar aún el punto de equivalencia, este se puede obtener mediante

m=

y 2− y 1 x 2−x 1

en

donde se usarán los dos puntos más próximos a donde está el corte en la gráfica de la segunda derivada. De esta forma con el punto después del corte tenemos que y2=pH2 y x2=V2 y con el punto antes de corte tenemos que y1=pH1 y x1=V1. Con estos datos calculamos la pendiente, el resultado será un valor numérico. Ahora para obtener el punto de equivalencia en la misma fórmula se sustituye el valor de m hallado y se plantea una ecuación de la siguiente forma.

m=

0− pH 1 x−V 1

se despeja x que será el volumen en el

punto de equivalencia.

Planteamiento del problema. La constante de disociación ácida K se puede definir como una relación entre las concentraciones de ácido disociado y sin disociar. Por lo tanto, podemos decir que la constante de disociación ácida K, es una medida cuantitativa de la fuerza de un ácido. Al elaborar la titulación potenciométrica para determinar la concentración del ácido acético en un vinagre comercial y así calcular una aproximación adecuada para las condiciones de equilibrio termodinámico de sistemas ácido-base y de coordinación considerando el efecto

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del pH determinando el índice de calidad de vinagre.

Pregunta de investigación. ●

¿Cúal es la constante de acidez, experimental, del ácido acético?

Objetivos.

General ● Calcular la constante de acidez del ácido acético. Específicos ● Calibrar un pH metro utilizando soluciones buffer. ● Realizar una curva de titulación. ● Determinar la concentración real del ácido acético en una muestra de vinagre comercial por medio de una titulación potenciométrica. ● Calcular el porcentaje de error del valor experimental obtenido de la constante de acidez.

Hipótesis. En una titulación potenciométrica se construye una curva de titulación graficando los valores de pH observados, contra el volumen acumulativo de la solución titulante empleada, para obtener el punto equivalente. Si tenemos el volumen de equivalencia (Ve) en determinado pH, en el Ve/2 se tendrá que el pH es igual al pKa entonces se podrá calcular la constante de acidez del ácido acético.

Diseño experimental. a) Variables. Independientes: Temperatura, tiempo, concentración inicial de reactivos, gramos de ácido acético puros presentes. Dependientes: Constante de acidez, concentración de los iones de H3O+ y OH-. b) Metodología. - Preparación de NaOH 0.1 M y su estandarización: Para la preparación de NaOH en una balanza analítica se pesará 0.2042 g de biftalato de potasio con la espátula en un papel glassine, se tomará nota y se pasarán los gramos a un matraz Erlenmeyer de 100 mL etiquetado como “Biftalato de potasio” al cual se le agregará un poco de agua destilada para disolver. Posteriormente se le agregarán 3 gotas de solución indicadora: fenolftaleína y se agitará con una varilla de vidrio. En una balanza granataria se pesará un vaso de precipitado de 100 mL etiquetado como “NaOH” y con ayuda de una espátula se pesará 0.4 gramos de hidróxido de sodio, se anotará el peso en el cuaderno, con una piseta se le agregará un poco de agua destilada para disolver y con ayuda de una parrilla de calentamiento y un agitador magnético se disolverá perfectamente, se dejará enfriar y se pasará a un matraz volumétrico de 100 mL, con la piseta y pipeta pasteur se aforará hasta los 100 mL. Elaboró: Andrade Valeria Firma: AAV

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Se purgará una bureta de 25 mL con la solución de hidróxido de sodio verificando que no haya alguna burbuja, se aforará verificando que el menisco quede sobre la marca de los 0 mL a la altura de nuestros ojos y se colocará en el soporte universal con las pinzas dobles. Debajo de este se colocará el matraz “biftalato de potasio” con una hoja blanca debajo y comenzará la valoración, dejando caer gota a gota de la solución del patrón secundario hasta que vire a un tono rosa claro por 15 segundos. Se tomará nota de los mL gastados. - Preparación del ácido acético 0.1 M: Preparación de disolución de ácido acético (CH3COOH) 0.1M Se tomará una bureta de 5 mL y se purgará con vinagre comercial al 5%, los residuos se desecharán en la tarja, después se llenará la bureta con vinagre hasta la línea de aforo observándose a la altura de los ojos y cuidando que no haya burbujas. Después se tomará un matraz volumétrico de 20 mL y en él se vaciaran exactamente 2.4 mL de la bureta, nuevamente observando la medición a la altura de los ojos. Con una piseta se verterá un poco de agua destilada en el matraz. se agitará y después se llevará al aforo. Realizar la disolución por triplicado. Se tomarán 3 vasos de precipitado de 200 mL y con un plumón permanente negro se etiquetarán como “CH3COOH 1” “CH3COOH 2” y “CH3COOH 3”. A cada uno se le verterá una de las disoluciones preparadas. - Calibración del potenciómetro: Se conectará el potenciómetro a la corriente. Se deberá desconectar/ sacar el electrodo del soporte. Se retirará el plastico/hule que cubre al electrodo, teniendo cuidado de no tirar la solución salina (NaCl) contenida en él; con una piseta de agua destilada se enjuagara el electrodo y se retirara el exceso de agua con un paño suave que no suelte pelusa. Se presionara el botón “CAL” y en la pantalla, el potenciómetro nos pedirá la solución buffer de pH=7.01. Colocaremos el electrodo en la solución buffer de pH=7 y esperaremos a que en la pantalla deje de parpadear el reloj de arena; una vez que ha dejado de parpadear, sin sacar el electrodo, presionaremos el botón “CFM”. En la pantalla aparecerá buffer pH=4.01, lo que indica que el potenciómetro necesitará medir la solución de ese pH. Se procederá a limpiar el electrodo con agua destilada, se retirara el exceso con el paño y, se colocará el electrodo en la ...