"Constante de Acidez" por:
Esmeralda Contreras Filio
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En este proyecto experimental se determinó la constante de acidez del ácido acético (K a=1.81*10 5 del HC 2H 3 O 2 ) en vinagre. La determinación de la constante se realizó con una lata de chiles en vinagre, caso particular de los chiles de la comercial mexicana los cuales resultaron ser los mas ácidos (se determinó un pH de 3.15) en comparación con varias marcas más, la constante obtenida ue de: K a = 4.27*10 7 la cual, comparada con la esperada fue muy alejada, en este caso, odríamos argumentar que se debió a los condimentos que contienen los chiles y que pudieron influir en el resultado, y inalmente se realizaron varias pruebas organolépticas para identificar los gustos del ublico consumidor.
Las concentraciones que existen cuando un sistema químico alcanza su equilibrio reflejan tendencia intrínseca de los átomos a existir bien sea como moléculas de reaccionantes o bien como moléculas de productos. Por eso, al aprender a describir cuantitativamente el estado de equilibrio, seremos capaces de reemplazar razonamientos cualitativos acerca de la tendencia de una reacción a roseguir por expresiones definidas y numéricas del grado de conversión de reaccionantes a productos. Antes de abordar cualquier estudio cualitativo sobre los equilibrios químicos, es imprescindible conocer qué es un equilibro químico y or qué se produce. Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reaccionantes reaccionan dando lugar a los roductos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reaccionantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a. la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reaccionantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avance por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQUILIBRIO QUÍMICO. Es importante notar que el equilibrio se establece no or el hecho de que la reacción haya cesado sino como resultado del desarrollo simultáneo y con igual velocidad de las reacciones directa e indirecta. Hay factores que van a afectar de manera indirecta o directa una reacción dentro de las cuales son: 1.- Temperatura 2.- Presión 3.- volumen 4.- concentración Es evidente que para que las velocidades tiendan a igualarse la velocidad directa disminuye y la velocidad inversa, por contra, aumenta a medida que transcurre la reacción. Esto ocurre porque la velocidad de una reacción es función de la concentración de sus reaccionantes: a medida que transcurre la reacción, la concentración de los reaccionantes va disminuyendo (y, por tanto, su velocidad directa) y la concentración de productos va aumentando (y, por tanto, su velocidad inversa). La velocidad de una reacción, y por tanto el equilibrio químico, también es función de la
temperatura. Efectivamente, una variación de temperatura afecta de forma desigual a las velocidades directa e inversa en función si dichas reacciones son endotérmicas o exotérmicas: frente a un incremento de calor la velocidad de una reacción endotérmica aumenta más rápidamente que la de una exotérmica (esto último constituye, en definitiva, una aplicación del Principio de Le Châtelier. Supongamos la reacción exotérmica: A + B C + D + q; siendo q el desprendimiento de calor. Al suministrar calor la reacción se desplaza hacia la izquierda).
El siguiente paso consiste en traducir al lenguaje matemático lo expuesto hasta ahora de orma cualitativa. Para ello, supongamos la reacción: a A+b B
c C+d D
La condición de equilibrio, tal como hemos definido en los párrafos anteriores, es aquella en que las velocidades de reacción en un sentido y otro son iguales, por tanto: K1[A]a [B]a = K2[C]c [D]d en donde [A], [B], [C] y [D] son las concentraciones en el equilibrio de los reactivos y los productos.
Reordenando convenientemente los términos de la anterior expresión matemática, resulta que: K1 / K2 = [C]c [D]d / [A]a [B]a
La relación K 1 / K 2 es una constante (siempre que se trabaje a la misma temperatura; esto es, a 20ºC esta relación tiene un valor y a 80ºC tiene otro) que nos puede servir como criterio cualitativo de equilibrio. A esta relación le daremos el nombre de K eq (Constante de Equilibrio); por tanto , K 1 / K 2 = K eq. En función del tipo de reacción de la que tratemos: ácido-base, redox o de formación de complejos; hablaremos de un tipo de equilibrio o de otro, y el aparato matemático con el cual se abordan cuantitativamente Con respecto a lo anterior, el problema consistió en la determinación experimental, de la constante de acidez . La hipótesis planteada fue que al hacer la determinación de la constante del ácido acético en vinagre estaría en el rango de 1.81*10 -5 .
El conocimiento del equilibrio así como su manejo resulta de importancia undamental para el ingeniero químico para determinar el momento preciso del inal de una reacción y por consiguiente conocer los tiempos de residencia en un reactor. Hay infinidad de procesos industriales que tienen lugar a un pH determinado. Un ejemplo del manejo del pH, es en el control de los deshechos de subproductos industriales en las corrientes de las aguas residuales de la industria abonera, de las industrias fabricantes de acumuladores de plomo, etc.
MATERIAL: 1.
Matraz mL
REACTIVOS: aforado
250
Soporte universal Bureta Pipeta volumétrica Potenciómetro Embudo de tallo corto de 7. Parrilla agitación 8. Magneto 2. 3. 4. 5. 6.
1.
NaOH
2. Vinagre 3. Agua destilada 4.
ftalato de sodio
METODOLOGÍA: Estandarización de NaOH
Se hierven 200 ml de agua para eliminar el dióxido de carbono-libre disuelto en el agua en un matraz de fondo plano y se enfría el matraz bajo el chorro de agua, teniendo el cuidado de no agitar el agua innecesariamente lo que ermitiría al anhídrido carbónico disolverse nuevamente. En un matraz con tapón se agregan el agua fría, y 20 mL de solución 6M de NaOH libre de carbonato, y se mezcla tapando para prevenir la absorción de anhídrido carbónico. La solución del hidróxido de sodio diluida debe estandarizarse; es decir, su concentración exacta debe determinarse. Se obtienen varias muestras secas y puras de patrón primario (potassium
hydrogen phthalate (KHP), KHC 8 H 4O4) para la titulación de la solución de NaOH. Disuelva el sólido en aproximadamente 40 mL de agua destilada recientemente hervida. Se prepara de la misma manera la segunda y la terceras muestras. se agregan 2 gotas de Fenolftaleina a cada vaso y se titula Se limpia, enjuaga, y llena una bureta de la solución de NaOH diluida. Al titular se usan incrementos de 1 mL de solución cada 10 segundos por ver la coloración. Asegurándose de agitar para lograr el mezclando completo de la NaOH con la solución ácida. Se agrega NaOH para que el pH varíe (y se presente el vire del indicador rosa) y finalmente se agrega 1-2 mL más NaOH. Se guardan los datos para el Análisis Gráfico. Se repite la operación anterior con la segunda y terceras muestras. Titulación de Ácido acético
Se titularon tres muestras de 10.00 mL del vinagre con la solución de NaOH recientemente estandarizada. Se omitió el indicador de la Fenolftaleina, ara determinar con la computadora el gráfico de la titulación.
Titulación del ácido acético en un vinagre
Dentro de los resultados podemos observar que la constante fue muy lejana a la esperada dentro de los factores que intervinieron pudieron ser que cuando se tituló no se deseco el ftalato y por lo tanto no se pudo obtener la molaridad 0 .1N que se tenia contemplada, otro factor pudo ser que los chiles en vinagre contienen muchos condimentos y no se realizó una separación adecuada de los ingredientes que contenía el vinagre.
A pesar de que se intentó tener los menores errores posibles, la experimentación no estuvo exenta de ellos. Como se mencionó líneas arriba las allas pudieron ser de diversa índole, pero a nuestro parecer las que pudieron influir más es la de la medición potenciométrica (en especial del ácido acético) y la de contaminación del vinagre por otros componentes.
Se propone para evitar estos errores, llevar a cabo las siguientes recomendaciones: Para evitar el error de contaminación del ácido acético se recomienda realizar una extracción líquido - liquido, para la separación del aceite contenido or el vinagre y una filtración meticulosa para la separación de los restos orgánicos procedentes de los sazonadores. Seguramente que estas recomendaciones ayudarían a una mejor experimentación y un resultado más preciso, que como consecuencia nos dejaría más satisfechos.
AYRES, G. H. Análisis químico cuantitativo. Harla. México 1978. OROZCO, D. F. Análisis químico cuantitativo, Porrúa. México, 1978 Mahan B. H. Química curso universitario, Fondo Educativo Interamericano, EUA., 1977
HIPOTESIS Conociendo la cantidad del ácido acético podremos determinar experimentalmente el punto de equivalencia de la reacción con una base de molaridad conocida. Se espera que el punto de equivalencia quede entre un pH de 8 y 10.
Repasar el concepto de neutralización. • Determinar experimentalmente la concentración de un ácido débil en un producto comercial mediante su neutralización con una base fuerte, utilizando dos técnicas distintas de valoración: mediante un indicador y por potenciometría. • Conocer l as ventajas e inconvenientes de cada una de las técnicas. • Determinar, a partir de datos experimentales, el punto de equivalencia de la valoración y el pK del ácido valorado. a
FUNDAMENTO TEÓRICO Existen muchos sistemas químicos y biológicos en los que aparecen ácidos débiles o bases débiles, cuya concentración es necesario determinar en muchas ocasiones. Para ello se recurre a realizar una valoración ácido-base, utilizando un agente valorante, que es una disolución de concentración bien conocida, que se hace reaccionar con una muestra problema, hasta alcanzar el punto de equivalencia, que puede determinarse mediante un indicador ácido-base o por una técnica instrumental
