El documento describe un experimento para determinar la constante de equilibrio de un ácido débil (ácido acético) mediante titulación volumétrica con una base fuerte (hidróxido de sodio). Los estudiantes midieron el pH a medida que agregaban volúmenes de NaOH y calcularon la constante de equilibrio como 2,71x10E-5 con un error porcentual de 3,77%. Concluyeron que el valor de pKa fue de 4,5654.

1. 1
FACULTADDE
CIENCIAS EXACTAS Y
NATURALES
Informe de Práctica de Laboratorio
De Química
DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UN ACIDO DÉBIL.
Ivan Alejandro Estrella, José Andréy Muñoz, Carlos Mario Gallo
Fecha de presentación 02/06/2015
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Resumen
La práctica se llevó a cabo para determinar la constante de equilibrio de un ácido débil (CH3COOH) por medio de un proceso
volumétrico de titulación. La realización del experimento se hizo con la finalidad de encontrar el punto de equivalencia por medio de
observación durante la titulación, midiendo el pH conforme se fue agregando un volumen de una base fuerte (NaOH) al ácido débil, la
constante de equilibrio (Ka) tuvo un resultado de 2,71x10E-5 y el porcentaje de error fue de 3,77%, el resultado de pka fue de 4,5654.
Palabras Clave: Constante, Equilibrio, Acido débil, pH, titulación, logaritmo.
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1. Introducción
La constante de equilibrio, es una constante que equivale al
producto de las concentraciones de las sustancias formadas en
una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el
equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de
las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente
igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la
ecuación química ajustada.
Sea la reacción reversible entre los reactivos A y B para dar los
productos de reacción C y D, según la Ecuación de Henderson
que es la siguiente:
𝑎𝐴+𝑏𝐵 ⇆ cC + dD
𝑘𝑎 =
[ 𝐶] 𝑐[ 𝐷] 𝑑
[ 𝐴] 𝑎[ 𝐵] 𝑏
2. Procedimiento Experimental
Para el procedimiento experimental se hizo lo siguiente:
Se tomó 5 ml de ácido acético (CH3COOH) al 0.1 M en un
vaso de 125 ml y se le agregó 20ml de agua destilada y dos
gotas de fenolftaleína.
Purgamos la bureta con la base (NaOH), después se le fue
agregando 1,5 ml de (NaOH) y medimos el pH en el
potenciómetro de dicha solución.
Se le agrego un total de 9 ml de base (NaOH) en adiciones de
1,5 ml.
3. Resultados y Discusión
En la tabla 1 y grafica 1 se muestran los resultados de NaOH
agregados, pH y las concentraciones de CH3COO y
CH3COOH;
Tabla1
Grafica 1
Al tener la solución de ácido acético (CH₃COOH) está se
disocia y vuelve a formar hasta alcanzar el equilibrio.
Constantemente se está formando Acetato (CH3COO-). Para
neutralizar un ácido se necesita que a esta se le agregue una
solución básica (NaOH), Al mezclarse el ácido con la base en
una sola solución ambas se disociaran y se comienza la
y = 2.3117x + 4.5664
R² = 0.8194
0
2
4
6
8
10
-1 0 1 2
pH
Log
Determinacion de Ka
Series1
Linear (Series1)
Linear (Series1)
Linear (Series1)
Volumen
de NaOH
(ml)
agregados
pH [CH3COO] [CH3COOH]
Log
[CH3COO]/[
CH3COOH]
1,5 3,41 2,83x10-3 1,6x10-2 -0,752
3,0 3,88 5,36x10-3 1,25x10-2 -0,368
4,5 4,04 7,62x10-3 9,32x10-3 -0.080
6,0 4,27 9,63x10-3 6,45x10-3 0,179
7,5 5,06 11,5x10-3 3,84x10-4 0,480
9,0 5.73 13,2x10-3 1,47x10-3 0,970

2. 2
formación de agua (H2O), y cuando la concentración de la base
y el ácido se igualan llega la neutralidad.
En un principio la solución de ácido acético tenía un pH=3,41
este fue aumentando a medida que se le iban agregando
volúmenes determinados de NaOH. La solución pasó de ser una
solución ácida a una solución neutralizada posteriormente una
solución básica.
Analizando la gráfica se determinó que es un sistema lineal, por
ende se aceptó la ecuación de Henderson como medio para
hallar el resultado, también se dedujo que a medida que se le
agrega NaOH el pH se aproximó a la neutralidad, y a mayor
NaOH agregado la concentración de CH3COO aumenta y la de
CH3COOH disminuye.
4. Conclusiones
 Se determinó la constante de equilibrio del ácido
acético. Siendo 2,71x10E-5
 El porcentaje de error del Ka fue de 3,77%.
Bibliografía:
Internet
 Web: http://www.lenntech.es/ph-y-alcalinidad.htm˃
 http://www.ehu.eus/biomoleculas/buffers/hh.htm
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Introducción
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Procedimientoexperimental
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Resultados y Discusión
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Conclusiones
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