Practica de laboratorio # 1 Determinación de la constante de equilibrio de un ácido débil

Guatemala 17 de febrero del 2015

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SECCIÓN PONDERACIÓN NOTA

Resumen 10

Objetivos 5

Marco Teórico 5

Marco Metodológico 5

Resultados 15

Interpretación de resultados

30

Conclusiones 15

Bibliografía 5

Apéndice

Datos originales 1

Muestra de cálculo 5

Datos calculados 4

Nota

ResumenEn la práctica # 1; determinación de la constante de equilibrio Ka y pKa del ácido acético (CH3COOH), se realizó una valoración acido débil – base fuerte, entre una solución de ácido acético 0.1 M y una solución de hidróxido de sodio (NaOH), monitoreando el pH a lo largo de la agregación de solución básica al analito para determinar el punto en el cual se diera el viraje del indicador utilizado, en este caso fenolftaleína, para determinar el punto de equivalencia.

Con los valores del pH y volumen agregado fue posible plotear una curva volumétrica, mediante la cual es posible observar el trayecto y comportamiento del pH de la solución acida al ser alterada con la agregación de solución alcalina, se observó en principio una resistencia de la solución acida, esto se puede observar en el intervalo de de pH entre [1.63,5.83] para un volumen entre [1,24.6] mL en el cual se presenta la zona tampón, en esta la variación del pH del analito aparenta ser irrelevante, hasta que se alcanza el punto de inflexión en el grafico que representa el punto de equivalencia en la valoración (punto en el cual la concentración de iones hidronio es igual a la concentración de iones hidroxilo), este punto señalizado en el grafico 1 fue determinado por medio del indicador aplicado (fenolftaleína), y por lo tanto fue necesario aplicar 3 métodos gráficos para determinar con mayor exactitud el punto de equivalencia; el método de la primera derivada, el método de la segunda derivada y el método de círculos concéntricos.

Mediante estos tres métodos solo es posible determinar el punto de equivalencia de manera más exacta. El valor del punto de equivalencia en volumen está referido al punto en el que los moles de ácido y los moles de base son iguales, en este punto fue posible determinar por cálculos estequiometricos la concentración de él ion disociado hidronio y calcular la constante Ka para poder posteriormente comparar los valores calculados de manera experimental y los valores teóricos.

Se determinaron constantes “Ka” y “pKa” del ácido acético por medio de los tres métodos y un método directo por bisecciones, el método con mayor exactitud para la determinación del punto de equivalencia fue el método de la segunda derivada (con un error del 8.84% con respecto al valor teórico) seguido por el método de círculos concéntricos ( con un error del 9.05% con respecto al valor teórico), después de este el método de la primera derivada (con un error del 9.47%) y por último el método directo de bisecciones (con un error de 12.26%).

Las condiciones de trabajo fueron a 0.98 ATM y 23°C.

ObjetivosObjetivo general:

Determinar la constante de acidez “Ka” y “pKa” del ácido acético de manera experimental por medio de una valoración ácido débil – base fuerte con hidróxido de sodio para posteriormente analizar por medio de los métodos gráficos el punto de equivalencia en la reacción de neutralización y poder comparar valores teóricos y experimentales.

Objetivos específicos Determinar el punto de equivalencia en la valoración por medio del monitoreo del

pH y el análisis de los métodos gráficos de primera y segunda derivada, método de bisecciones y método de círculos concéntricos.

Comparar los valores teóricos y experimentales por medio del porcentaje de error, de las constantes para determinar cuál de los métodos gráficos mencionados anteriormente resulta el más exacto.

Marco teóricoEquilibrio Químico El equilibrio es una situación de equilibrio dinámico, que se aplican a las reacciones reversibles. Tanto la reacción directa como la inversa, tienen lugar simultáneamente y cuando se alcanza el equilibrio, ocurren a la misma velocidad.

Cuando se alcanza el equilibrio no varían ni las concentraciones de los productos ni la de los reactivos, ni sus propiedades macroscópicas como la presión de vapor. La temperatura es una variable fundamental que controla el equilibrio.

a A + b B ↔ c C + d D

Constante de equilibrio (Kc) La constante de equilibrio juega en las reacciones reversibles el mismo papel que el reactivo limitante en las reacciones irreversibles, ya que condiciona la concentración tanto de los reactivos como de los productos en el equilibrio. La constante de equilibrio Kc no tiene unidades y depende de la temperatura.

Las concentraciones tanto de productos como de los reactivos se expresan como concentraciones Molares. El valor de la constante de equilibrio nos da una idea de la extensión en que ha tenido lugar la reacción.

Si Kc ≥ el equilibrio se desplazará a la derecha y favorecerá a los productos.

Si Kc ≤ el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.

Principio de Le Chatelier Este principio establece que si se presenta un sistema que se encuentra en equilibrio, se altera por la modificación de factores externos (presión, concentración o temperatura) el sistema reacciona en contra de esa modificación externa y en el sentido de restablecer el equilibrio.

pH (Potencial de hidrógeno) Es una medida de acidez o alcalinidad de una disolución, indica la concentración de iones hidronio [H3O+] presentes en determinadas sustancias. La escala de pH va de 0 a 14 en disolución acuosa, siendo ácidas las disoluciones con pH menores a 7 y alcalinas las que tienen pH mayores a 7. El pH=7 indica la neutralidad de la disolución (cuando el disolvente es agua). El valor de pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de tornasol es el indicador mejor conocido, otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

Ácidos Fuertes Son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en el agua (HCl, HNO3, HClO4 y H2SO4)

Ácidos Débiles La mayor parte de los ácidos son ácidos débiles, los cuales se ionizan, solo en forma limitada en el agua. En el equilibrio, las disoluciones acuosas de los ácidos débiles contienen una mezcla de moléculas del ácido sin ionizar, iones H3O+ y la base conjugada (CH3COOH, HF, NH4+).

Bases Fuertes Son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua. Los hidróxidos de los metales alcalinos y los de algunos metales alcalinotérreos son bases fuertes. (NaOH, KOH etc.)

Constante de ionización de un ácido (Ka) Es la constante de equilibrio para la ionización de un ácido. A cierta temperatura, la fuerza del ácido HA se mide cuantitativamente mediante la magnitud de Ka. Cuanto mayor sea el valor de Ka, el ácido será más fuerte, tendrá mayor concentración de iones H+

El valor de Ka determinara la fuerza del ácido, la clasificación es la siguiente:

Muy Fuerte: Ka>100Fuerte: 100≥ Ka>0.1Débil: 0.1≥ Ka>Kw1/2 (1*10-7)Muy Débil: Kw1/2≥Ka

Titulación Ácido-Base La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación.

MA VA = MB VB

A este punto se le llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139).

En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización o reacción de neutralización, la característica de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal. En una expresión como la siguiente expresión:

Ácido + Base → Sal + Agua

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Así pues, la titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado).

Curvas de valoraciónSi representamos el pH medido por un electrodo en función del volumen añadido de sustancia valorante se obtienen curvas de valoración o curvas de titulación. Se observa el rápido cambio del pH para un volumen determinado. El punto de inflexión de esta curva se llama punto de equivalencia y su volumen nos indica el volumen de sustancia valorante consumido para reaccionar con el analito.

En ausencia de sistema medidor del pH, se pueden usar indicadores ácido-base, sustancias que mediante un cambio de color nos indican que se ha llegado al punto de equivalencia.

Teoría Arrhenius/Ostwald Esta teoría definió al ácido como una sustancia que se disocia en agua para producir iones H3O+, llamados también iones hidronio. En solución acuosa todos los iones están hidratados y dicha situación se representa en forma general con el símbolo (ac) y no indica la cantidad exacta de moléculas de agua que hidratan a los iones en la solución. Una base es una sustancia que se disocia en agua para producir iones hidroxilo.

Bronsted/Lowry En esta teoría se define al ácido como una sustancia donadora de protones H+ y a la base como una sustancia receptora de protones. Cuando un ácido cede un protón se produce una especie básica denominada base conjugada. Análogamente se forma un ácido conjugado cuando la base un protón.

Punto de equivalencia El punto de equivalencia o punto estequiométrico, de una reacción química se produce durante una valoración química cuando la cantidad de sustancia valorante agregada es estequiométricamente equivalente a la cantidad presente del analito o sustancia a analizar en la muestra, reacciona exactamente con ella. En algunos casos, existen múltiples puntos de equivalencia que son múltiplos del primer punto de equivalencia, como sucede en la valoración de un ácido diprótico. Un gráfico o curva de valoración muestra un punto de inflexión en el punto de equivalencia. Un hecho sorprendente sobre la equivalencia es que en una reacción se conserva la equivalencia de los reactivos, así como la de los productos.

Métodos gráficos para la determinación del punto de equivalenciaMétodo de bisecciones

Método de la primera y segunda derivadaUna forma alternativa de determinar con precisión el punto de equivalencia de la titulación estomar la primera y la segunda derivada de los datos pH-volumen. El volumen en el punto deequivalencia se corresponde con el valor indicado por la cumbre (máximo) del gráfico de laprimera derivada, y con el volumen donde la segunda derivada se iguala a cero en el gráfico de lasegunda derivada.

Método de líneas tangentes

Método de círculos concéntricos

Aplicaciones en la IndustriaLa constante de disociación pKa es importante para el tratamiento cuantitativo de sistemas que implican equilibrios ácido-base. Un ejemplo de su aplicación a la industria es en la farmacología, donde, la ionización de un compuesto altera su comportamiento físico y sus propiedades macroscópicas, como solubilidad. Esto se explota en el desarrollo de drogas para aumentar la concentración de un compuesto en la sangre ajustando el pKa de un grupo ionizable.

Marco metodológico Algoritmo del procedimiento

1. Se prepararon 50 ml de una solución de NaOH 0,1M. 2. Se preparó una solución de 50 ml de ácido acético 0,1 M3. Se vertieron 20 ml de la solución de ácido acético en un beacker.4. Se midió el pH del ácido acético contenido en el beacker.5. Se vertieron los volúmenes indicados de NaOH, en la tabla No.1, en la solución de ácido

acético, midiendo cada vez el pH.6. Se observó y tomo al volumen al cual viró la fenolftaleína.

Diagrama de flujo

Inicio

Se preparó una solución de 50 ml de NaOH 0.1 M.

Se preparó una solución de 50 ml de Ácido Acético 0.1 M.

Se vertieron 20 ml. de Ácido Acético en un Becker.

Se midió el pH del Ácido Acético en el Becker.

Verter 1 ml de NaOH en el Becker con Ácido Acético.

Se midió el pH de la solución.

Medir pH.

Fin

Medir el volumen del viraje

Tomar 3 valores más después del viraje

Observar el viraje de la fenolftaleína

Resultados Se utilizaron diferentes métodos para conocer el punto de equivalencia de la titulación y poder calcular la constante “Ka” del ácido acético, se ilustran a continuación:

Método 1Método de biseccionesGrafica 1

Fuente: Tabla 1

Tabla 2Valores determinados para el método gráfico y porcentaje de error con respecto al valor teórico

Volumen del punto de equivalencia (mL)

Ka pKa %E

24.6 6.8 x 10-5 4.1672 12.26%

Punto de equivalencia

Método 2Método de la primera derivada

Grafica 2

Fuente: Gráfico 1, tabla 1.

Tabla 3Valores determinados para el método de la primera derivada y porcentaje de error con respecto al valor teórico

Volumen del punto de equivalencia

Ka pKa %E

24.6191 4.9 x 10-5 4.3 9.47%

Punto de equivalencia

Método 3Método de la segunda derivada

Grafica 4

Fuente: Gráfico 1, Tabla 1.

Tabla 4Valores determinados para el método de la segunda derivada y porcentaje de error con respecto al valor teórico

Volumen del punto de equivalencia (mL)

Ka pKa %E

22.9729 4.6 x 10-5 4.33 8.84%

Punto de equivalencia

Método 4 Método de los círculos concéntricos

Grafica 6

Fuente: Gráfico 1, Tabla 1.

Tabla 5Valores determinados para el método de círculos concéntricos y porcentaje de error con respecto al valor teórico

Volumen del punto de equivalencia (mL)

Ka pKa %E

24.1228 4.7 x 10 -5 4.32 9.05%

Punto de equivalencia

Interpretación de resultados

En la práctica # 1 se determinó la constante “Ka” y “pKa” del ácido acético (CH3COOH) en una solución 0.1 M esto por medio de una valoración ácido débil – base fuerte con hidróxido de sodio (NaOH) en solución 0.1 M, monitoreando el pH durante el proceso de neutralización para determinar con una curva volumétrica el punto de inflexión en la gráfica, el cual representa el punto de equivalencia de la valoración; en este punto los moles de base igualan los moles de ácido y se da la neutralización.

El pH inicial de la solución de ácido acético resulto poco exacto con respecto al dato teórico, al medir el pH de la solución inicial se obtuvo un valor de 1.63 mientras que el valor teórico del pH de la solución resulto por cálculos 2.87 esto se debe a que la concentración inicial de la solución del ácido acético tiene un error debido a que no se conoce con exactitud la pureza del ácido acético utilizado en el laboratorio para diluirlo en 50 mL de agua, partiendo de este valor se realizaron 26 corridas, monitoreando el pH mientras se le agregaba solución alcalina, estos valores se encuentran en la Tabla 1, mediante esta tabla se graficó una curva volumétrica (grafica 1), se puede observar claramente que entre los valores de pH entre [1.63,5.83] para un volumen entre [1,24.6] mL de base agregados en el grafico se encuentra la zona tampón la cual resulta amplia en este experimento; dentro de la cual los cambios en el pH al agregar volumen de base (NaOH) al acido (CH3COOH) son mínimos y la solución acida presenta una resistencia a pasar de acida a alcalina. A partir del pH en la agregación de 24.6 mL que aparenta ser el punto de equivalencia, la solución acida toma un pH alcalino y ya no presenta ninguna resistencia ante el cambio de pH en la agregación de base.

Con esto es posible el objetivo específico, el cual consta de la determinación del punto de equivalencia por diversos métodos gráficos. Se utilizaron 3 métodos para determinar el punto de equivalencia con mayor exactitud y también un método mediante el cual es posible determinar la constante pKa directamente de la curva volumétrica.

El método para la determinación de la constante pKa directamente de la curva volumétrica es el método de bisecciones. Mediante este método es posible determinar un punto en el volumen, en el cual el pH y el pKa deben ser iguales, mediante este principio debido a la neutralización del ácido en el punto de equivalencia es posible aplicar la ecuación 3 y determinar el pKa de manera experimental para luego determinar el Ka del ácido.

El primer método aplicado para determinar el punto de equivalencia fue el método de la primera

derivada de la curva volumétrica, por medio de este se graficaron los valores de ∆ pH∆Vol

vrs Vol , en

el grafico 2 se puede observar con mayor exactitud el nuevo punto de equivalencia por medio del punto de inflexión en el gráfico, en la tabla 4 se puede observar como desciende el error

experimental ( de 12% a 9.47%), esto debido a que el punto de equivalencia fue determinado con mayor exactitud por medio de relaciones matemáticas, mientras que en la experimentación el punto de equivalencia fue determinado por el viraje del indicador, en este caso fenolftaleína, el cual puede no estar totalmente en el rango de pH necesario y por ende no ser exacto

El segundo método aplicado para la determinación del punto de equivalencia fue el método de la

segunda derivada, por medio de este se graficaron los valores de ∆ pH∆Vol

2

vrs Vol los cuales fueron

extraídos de la tabla 1, en el grafico 3 es posible observar el nuevo punto de equivalencia, en este grafico se espera mayor exactitud, lo cual fue conseguido si se observa la tabla de resumen 2, se muestra un descenso en el error (de 9.47% a 8.84%), esto debido a que se utiliza de igual manera una herramienta matemática la cual presenta el valor del punto de equivalencia con mayor exactitud con respecto al de la experimentación el cual puede no ser totalmente exacto debido a que el indicador utilizado, en este caso fenolftaleína, puede no estar totalmente en el rango de pH necesario y por ende no ser exacto.

El tercer método utilizado fue el método de círculos concéntricos, mediante el cual es posible determinar el punto de equivalencia, cabe resaltar que por ser un método no matemático específicamente como los dos anteriores es posible que no sea tan exacto, en la gráfica 6 es posible observar los círculos trazados que deben tener el mismo diámetro, si se colocan en las posiciones adecuadas una línea que una los dos centros y corte la curva volumétrica determina en el punto del corte el volumen del punto de equivalencia, en la tabla 5 se encuentran los valores calculados por medio de esta gráfica y las ecuaciones de la 4 a la 6. El error experimental entre el valor del pKa determinado por este método y el valor teórico es mayor con respecto al valor de la segunda derivada pero resulta menor que el de la segunda derivada (con un 9.05%).

Para la determinación de los valores calculados de la tabla 2 fue necesaria la aplicación de estos métodos para determinar el punto de equivalencia, en el cual es posible determinar que la concentración de los iones hidronio es igual a la de los iones hidroxilo, y por ende se da la neutralización.

Mediante la aplicación de estos métodos fue posible determinar que el método de la segunda derivada presenta la mayor exactitud para hallar el punto de equivalencia en una valoración acido débil - base fuerte por tratarse de un método matemático, seguido por el método de círculos concéntricos y por último el método de la primera derivada.

Conclusiones: Se determinó la constante “Ka” y “pKa” del ácido acético por medio del punto de

equivalencia calculado por medio de los métodos gráficos: método de bisecciones, círculos concéntricos y primera y segunda derivada. Se compararon los valores recabados de manera experimental pudieron ser comparados con el valor teórico del pKa por medio de análisis de error para poder determinar los métodos mas efectivos. Los datos se resumen en la siguiente tabla:

Método Ka pKaVolumen del punto de equivalencia

% Error

Bisecciones 6.8 x 10-5 4.1672 24.6 12.26%

Primera derivada

4.9 x 10-5 4.3 24.6191 9.47%

Segunda derivada

4.6 x 10-5 4.33 22.9729 8.84%

Círculos concéntricos

4.7 x 10 -5 4.32 24.1228 9.05%

Fuente: Tabla 2

Al realizar la comparación por medio del porcentaje de error, se determinó que el método más exacto para determinar el punto de equivalencia es el método de la segunda derivada.

Bibliografía

1. GARY, Christian, Química Analítica. Revisión técnica: Rodolfo Álvarez, Sexta edición. México. Mc Graw Hill. 2009. 828p. ISBN 978-970-10-7234-9

2. Gran, G (1950): Determinación del punto de equivalencia en titulaciones potencio métricas , Acta Che mica Escandinavia, 4, 559-577

3. Valderrama Bonnet, Mariano J, (1995), Modelos Matemáticos en las ciencias experimentales, Ediciones Pirámide: Madrid.

4. P.W. Atkins, Principios de Química, 2005. 3era edición Capítulos 10 y 11. Ed. Panamericana.

5. Martínez Urreaga, J.; Narros Sierra, A.; De La Fuente García-Soto, M.M.; PozasRequejo, F.; Díaz Lorente, V.M. Experimentación en Química General. Capítulo 3. Ed.Thomson Paraninfo, 2006.

6. Petrucci, R.H.; Harwood, W.S.; Herring, F.G. Química General. 8ª ed. Capítulos 17 y 18.Ed. Prentice Hall, 2003.

Datos calculadosTabla 1PH de la solución de ácido acético (CH3COOH) con variaciones en el pH debido a la titulación de con hidróxido de sodio (NaOH) en 26 corridas y datos de la primera y segunda derivada.

No Volumen agregado de NaOH(mL) pH ΔpH/Δvol (ΔpH/Δvol)2

0 0 1.63 0.68 -0.591 1 2.31 0.09 -0.032 2 2.4 0.06 0.653 3 2.46 0.71 -0.524 4 3.17 0.19 -0.075 5 3.36 0.12 06 6 3.48 0.12 0.017 7 3.6 0.13 0.018 8 3.73 0.14 -0.19 9 3.87 0.04 0.0710 10 3.91 0.11 -0.0211 11 4.02 0.09 0.0312 12 4.11 0.12 0.0113 13 4.23 0.13 -0.0714 14 4.36 0.06 0.0415 15 4.42 0.1 0.0416 16 4.52 0.14 -0.317 17 4.66 -0.16 0.5718 18 4.5 0.41 -0.2819 19 4.91 0.13 0.0620 20 5.04 0.19 0.0621 21 5.23 0.25 0.122 22 5.48 0.35 3.2523 23 5.83 3.6 -0.687524 24.6 11.59 2.5 -4.825 25 12.59 0.58 -0.07346153826 26 13.17 0.506538462 0.019482249

Fuente: Hoja de datos originales

Tabla 2Constantes de equilibrio del ácido acético “Ka” y “pKa” para cada uno de los métodos gráficos de determinación del punto de equivalencia y porcentaje de error con respecto al valor teórico.

Método

Volumen de NaOH en el punto de equivalencia (mL)

Ka pKa % Error

Teórico - 1.8 x 10 -5 4.75 -

Bisecciones 24.6 6.8 x 10-5 4.1672 12.26%

Primera derivada 24.6191 4.9 x 10-5 4.3 9.47%

Segunda derivada 22.9729 4.6 x 10-5 4.33 8.84%

Círculos concéntricos

24.1228 4.7 x 10 -5 4.32 9.05%

Fuente constante teórica: Apéndices del libro Gary ChristianFuente: Tabla 2, 3, 4 y 5

Muestra de cálculo

1. Determinación de los valores de la primera derivada de la curva volumétrica ΔpH/ΔVolEcuación # 1

∆ pH∆Vol

=p H 2− p H 1

V 2−V 1Donde:∆ pH∆Vol : Variación del pH con respecto a la variación del volumen

pHn: Valores de pH V2: Valores de volumen

Ejemplo: Sustituyendo la ecuación # 1 para los primeros cuatro valores de la tabla 1

∆ pH∆Vol

=2.31−1.631−0

=0.68

2. Determinación de los valores de la segunda derivada de la curva volumétrica ΔpH2/ΔVol2

Ecuación # 2

∆ pH∆Vol

2

=

∆ pH∆Vol 2

− ∆ pH∆Vol 2

V 2−V 1Donde:∆ pH∆Vol

2

: Variación del pH con respecto a la variación del volumen en

segundo grado∆ pH∆Vol : Variaciones de primer grado del pH y el volumen

V2: Valores de volumen

Ejemplo: Sustituyendo la ecuación # 2 para los primeros cuatro valores de la tabla 1

∆ pH∆Vol

2

=0.09−0.681−0

=−0.59

3. Determinación de la constante pKa del ácido acético (CH3COOH) de manera directa de la curva volumétrica por el método de bisecciones(Grafico 1)

Por medio de la curva volumétrica es posible determinar de manera directa el volumen de equivalencia que representa que:

pH = pKa

Ecuación # 3

V pH=pKa=12VolPE

Donde:VpH=pKa: Volumen para el cual el pH sera igual que el pKaVolPE: Volumen en el cual se dio el punto de equivalencia

Ejemplo: sustituyendo los valores de la ecuación # 1 por el punto del viraje en la titulación en 24.6 mL de NaOH

V pH=pKa=12

(24.6 )=12.3mL

*Al localizar el punto que pertenece a este volumen en pH se determina el pKa directamente

4. Determinación de la constante Ka por el método de la primera y segunda derivada: Por medio de los cálculos de la ecuación 1 y 2 se trazó la gráfica de la

primera y segunda derivada, las cuales en sus puntos máximos presentan el volumen del punto de equivalencia de manera más exacta.

Para calcular la concentración de los iones hidronio en la solución se sabe que al alcanzar el punto de equivalencia [H+]= [OH-], por tanto es posible determinar la concentración de los iones hidroxilo por medio de estequiometriaEcuación # 4

Moles=Vol pe1000

∗[NaOH ]

Donde:Moles: Representan los moles de hidróxido de sodio en el volumenVolúmenes: Representa el volumen de solución básica gastada en el pto de equivalencia[NaOH]: Concentración molar de hidróxido de sodio

Ejemplo: Para el método de bisecciones se determinó los moles de NaOH presentes en la neutralización

Moles=2.6191mL1000

∗[0.1 ]=0.002461moles NaOH

Para determinar la constante “Ka” del ácido acético es necesario calcular la concentración real del ácido acético.Ecuación # 5

C AV A=CBV B

Donde:Cabo=Concentración del ácido o baseVa,b=Volumen del ácido de la base

Ejemplo: Sustituyendo para los valores del método de la primera derivada

Ca=(24.6191mL)(0.1M)20mL

=0.1230M

La constante de acidez del ácido acético puede calcularse por medio del concepto de equilibrio, en el cual CH3COOH ↔ CH3COO + H+

Para el punto de equivalencia

[CH3COO] = [H]

Por tantoEcuación # 6

Ka= [CH 3COO ] [H ][CH 3COOH ]

=[H ]2

[CH 3COOH ]=

[H ]2

CaDonde:Ka: Constante de equilibrio del acido[H]: Concentración de iones hidronio del acidoCa: Concentración real del acido

Ejemplo: Sustituyendo datos para la constante de equilibrio determinada por el método de primera derivada

Ka= [H ]2

Ca=

[0.002461 ]2

0.1230=6.8 x 10−5

5. Determinación de la constante pKa del ácido acético (CH3COOH)La constante es calculada a base del valor de pKa, por medio del enunciado de Sonrens-sorensen

Ecuación # 7

pKa=−log(Ka)Ejemplo: Sustituyendo los valores del ejemplo anterior utilizado para la ecuación 3 se obtiene

pKa=−log (0.02473)=1.61

6. Determinación del porcentaje de error entre la constante “Ka” teórica y las calculadas experimentalmente

Ecuación # 8

%error=|Vteo−Vexp|Vteo

∗100

Ejemplo: Se sustituyen los valores del pKa del ácido acético teórico y experimental obtenida por método de la primera derivada.

%error=|4.75−1.61|4.75

∗100=66%