Este documento describe un experimento para determinar la constante de disociación del ácido acético (Ka) mediante la preparación de disoluciones reguladoras de ácido acético y acetato de sodio en diferentes proporciones y la medición del pH resultante. Explica los conceptos teóricos de equilibrio químico, constante de equilibrio y ecuación de Henderson-Hasselbalch utilizados para calcular Ka a partir de los valores de pH medidos.

1. Determinación de la Constante de Disociación del
Ácido Acético
Práctica Nº 5
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Objetivos_______________________________________________________________________________________________
Determinar la constante de disociación del ácido acético en disolución acuosa,
partiendo de diversas disoluciones reguladoras de ácido acético y acetato de
sodio.
Adquirir destreza en el manejo de un instrumento básico en el laboratorio
químico como es el medidor de pH o pH-metro.
Introducción___________________________________________________________________________________________
Toda reacción química tiende al equilibrio, aunque no sea siempre evidente. En estos
casos se suele decir que la sustancia se consumió toda a efectos prácticos, o lo q es lo
mismo, que la reacción a llegado a completarse.
Sin embargo, hablando estrictamente no existe tal cosa, ya que todo sistema
reaccionante finaliza en un estado de equilibrio en el cual aún quedan cantidades muy
pequeñas reaccionantes.
Cuando se perturba un sistema de equilibrio, éste se ajusta de tal manera que
minimiza el efecto de la perturbación. Este es el enunciado del principio de Le
Châtelier. A medida que el sistema se acomoda, la posición de equilibrio se desplaza
en favor de más reaccionantes o productos.
Un desplazamiento a la derecha será favorable a los productos, mientras que un
desplazamiento a la izquierda favorecerá a los reaccionantes.
En nuestra práctica tendremos como sustancias el ácido acético (HAc) y el acetato de
sodio (NaAc). Y nuestras reacciones serán:
HAc(ac) H+
(ac) + Ac‐
(ac) NaAc(ac) Na+
(ac) + Ac‐
(ac)Y
Si variamos la cantidad de reactivo o producto, observamos como poco a poco se
restablece el equilibrio, sin importar que cantidad es mayor (de reactivo o de
producto). Lo que nos lleva a la conclusión de que la respuesta de un sistema de
equilibrio a la adición o sustracción de un componente puede demostrarse como la
respuesta a un cambio de concentración y no de cantidad.
Hemos descrito cómo se desplaza un equilibrio en respuesta a una perturbación del
mismo, pero no hemos dicho todavía cuánto. Afortunadamente el tratamiento
cuantitativo del equilibrio depende fundamentalmente de una sola y simple relación
conocida como ley del equilibrio químico. Primero definamos unas pocas cantidades
para ayudar en la definición.
Consideremos una reacción hipotética en fase gaseosa:
aA + bB cC + dD

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Ácido Acético
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Para esta reacción se define una cantidad Q, conocida como expresión de acción de
masas de la siguiente manera:
Q =
[C]c
[D]d
[A]a
[B]b
El valor de Q variará según los reactivos y productos aumenten o disminuyan, hasta
q el sistema alcance el equilibrio, después no hay más cambios en Q.
Por métodos experimentales se llegó a la generalización conocida como ley del
equilibrio químico: A cualquier temperatura dada, el valor de la expresión de acción
de masas, para cualquier reacción en equilibrio es una constante. Esta se conoce como
la constante de equilibrio K para la reacción a dicha temperatura. En otras palabras,
en el equilibrio.
Q = K
Teniendo en cuenta que la ecuación de Arrhenius para la disociación de un acido débil
HA es:
H+
+ Ac‐
HAc
Para la cual la conducción de equilibrio es:
[H+
][A‐
]
[HA]
= K
Puesto que esto se conoce como un equilibrio de disociación, la constante de equilibrio
se llama constante de disociación y se designa como Ka.
Esta ecuación indica que en equilibrio el producto de las concentraciones iones
hidrógeno (hidratados) por iones A–, dividido por la concentración de moléculas sin
disociar HA es una constante, la constante de disociación del HA.
Teniendo siempre en cuenta que estamos hablando de disoluciones diluidas y
homogéneas (donde interviene una sola fase).
Un buffer, o disolución buffer, es aquella que sufre solo un ligero cambio en el pH
cuando se le agregan iones H+ u OH–. Es una solución que contiene un ácido y su base
conjugada en concentraciones iguales aproximadamente Un ejemplo sería una
disolución que contenga ácido acético e iones acetato en concentraciones más o menos
equivalentes. Considerando el equilibrio.
Considerando el equilibrio
H+
+ CH3COO‐
CH3COOH

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Ácido Acético
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Para descubrir cuantitativamente la acción buffer, comencemos primero por escribir
la condición de equilibrio de la anterior acción
[H+
][CH3COO‐
]
[CH3COOH]
= Ka Reordenando tenemos: [H+
] = Ka
[CH3COOH]
[CH3COO‐
]
Ahora si tomamos logaritmos negativos en ambos lados
‐ log [H+
] = ‐ log Ka ‐ log
[CH3COOH]
[CH3COO‐
]
Que se puede escribir como:
pH = pKa ‐ log
[CH3COOH]
[CH3COO‐
]
Esta se conoce como la ecuación de Henderson-Hasselbalch.
Materiales y Reactivos_________________________________________________________________________________
Buretas Pinzas para Buretas
Policiales Erlenmeyer
Potenciómetro Probeta
CH3COOH 0.2 M CH3COONa 0.2 M
Agua destilada Botella lavadora
Procedimiento__________________________________________________________________________________________
1
•Prepara una bureta con ácido acético.
•Prepara otra bureta con acetato de sodio.
2
•Rotula 5 Erlenmeyers de la A-E
•agrega en cada uno las cantidades de ácido Acético y
Acetato de Sodio que indica la siguiente tabla:

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Ácido Acético
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Erlenmeyer
CH3COONa 0.2 M
(mL)
CH3COOH 0.2M
(mL)
A 32 8
B 28 12
C 24 16
D 16 24
E 12 28
Cinicial x Vinicial
Vtotal
Ccorregida =
Anota los resultados obtenidos en la siguiente tabla:
Erlenmeyer
[CH3COOH]
moles/L
[CH3COONa]
moles/L
[CH3COONa]
[CH3COOH]
log
[CH3COONa]
[CH3COOH]
A
B
C
D
E
3
• añade a cada erlenmeyer 40 mL de agua.
• homogeniza cada erlenmeyer.
4
• Calcular la concentración molar corregida del
ácido acético y del acetato de sodio en cada
una de las disoluciones obtenidas, utilizando
la siguiente expresión:

5. Determinación de la Constante de Disociación del
Ácido Acético
Práctica Nº 5
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Erlenmeyer pH
A
B
C
D
E
Sabiendo que la constante de disociación del ácido acético es igual a:
[H+
][CH3COO‐
]
[CH3COOH]
Ka =
Y recordando que:
pH = ― log [H+]
pKa = ― log Ka
[CH3COONa] = [CH3COO―] en una disolución reguladora
pH = pKa + log
[CH3COONa]
[CH3COOH]
5
•Mide el pH en cada erlenmeyer.
6
• Calcular el pKa para cada disolución empleando
la siguiente ecuación:
7
• Anota los resultados obtenidos en la siguiente
tabla:

6. Determinación de la Constante de Disociación del
Ácido Acético
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Erlenmeyer pKa Ka
A
B
C
D
E
Cuestionario__________________________________________________________________________________
1. ¿Cuál es la relación entre la fuerza de un ácido y el valor numérico Ka? ¿Cuál
es la relación entre la fuerza de un ácido y el valor numérico de pKa?
2. ¿Qué es una disolución reguladora? ¿Cuáles son sus componentes?
3. ¿En qué consiste un medidor de pH o pHmetro?
8
• Determina los valores promedio de pKa y de Ka.
• determine el porcentaje de error para su Ka
experimental