equillibrio homogéneo en fase líquida
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PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚFacultad de Ciencias e IngenieríaSemestre 2010-1
LABORATORIO 3 DE FÍSICO-QUÍMICAEQUILIBRIO HOMOGÉNEO EN FASE LÍQUIDA
Alumnas responsables:Antonella Hadzich 20074328Brenda D’Acunha 20067205
II – Objetivos
General:Determinar la constante de equilibrio a 25°C de la siguiente reacción de esterificación:CH3COOH (l) + C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) + H2O (l)
Específico:Calcular la constante de equilibrio para cada uno de las mezclas a realizar en la sesión de laboratorio y la constante de equilibrio promedio de los datos hallados, y comparar los resultados con valores teóricos reportados en la literatura.
III - Fundamento teórico
Constante de equilibrio:
Dada la reacción: Aa + bB cC + dD
Se define K, la constante de equilibrio de la reacción, como:
K= (γC )c [ XC ]c ( γD )d [ XD ]d
(γ A )a [X A ]a ( γB )b [X B ]b
; Donde ϒ es el coeficiente de actividad y Xi la fracción molar del componente i.
Los coeficientes de actividad dependen de la fuerza iónica. A fuerza iónica baja, los coeficientes de actividad se aproximan a 1 y la constante de equilibrio termodinámico se aproxima a la constante de equilibrio en términos de concentración. En el actual laboratorio, se utilizan soluciones diluidas, cuyos coeficientes de actividad se aproximan a 1 por su baja fuerza iónica.
Si se invierte l dirección de la reacción, el valor de la nueva constante es simplemente el inverso del valor original de K.
Si “n” reacciones se suman, la nueva constante K es el producto de las “n” constantes individuales de equilibrio.
Análisis volumétrico:
La titulación es un tipo de análisis volumétrico mediante el cual se determina el punto final de una reacción y, por consiguiente, la concentración del analito en la muestra.
Una disolución valorante es una disolución de reactivo de concentración conocida, que se usa para realizar un análisis volumétrico. Una valoración se hace añadiendo lentamente la disolución valorante, desde una bureta u otro dispositivo volumétrico de medida, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre las dos sea completa. El volumen gastado para llevar a cabo la valoración se determina por diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta. En base a este volumen, se calcula la concentración del analito en la muestra. Imagen 1
A veces se añade un indicador a la disolución del analito, con el fin de obtener un cambio físico observable en, o cerca del, punto de equivalencia. Cambios típicos son la aparición o desaparición de un color.
El punto de equivalencia es un punto en el que la cantidad de valorante añadida es exactamente la necesaria para que reaccione estequeométricamente con el analito. Este es el resultado ideal que se busca en una valoración, mas en realidad se mide en el proceso el punto final de reacción. La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia es el error de valoración.
Un patrón o estándar primario es un compuesto de elevada pureza que sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos. La exactitud de estos análisis depende de las propiedades de este compuesto.
IV – Parte Experimental
IV.1. Esquema de procedimiento:
Preparar 100mL de HCl 3M.En frascos de 50mL preparar
las mezclas requeridas.*
Dejar reposar por 1 semana , agitándolos de vez en
cuando.
Preparar 250mL de NaOH 0,5N y estandarizar con Biftalato de potasio (1g
aprox.) Usar fenolftaleína como indicador.
Estandarizar HCl (alícuotas de 2mL) con NaOH
estandarizado. Usar fenolftaleína como indicador.
Tomar alícuotas de 1mL de los frascos y estandarizar con
NaOH. Usar fenolftaleína como indicador
*Mezclas requeridas:Frasco 1: 5mL de HCl 3M + 5mL de Acetato de etiloFrasco 2: 5mL de HCl 3M + 3mL de Acetato de etilo + 2mL de AguaFrasco 3: 5mL de HCl 3M + 4mL de Etanol + 1mL de Acido acéticoFrasco 4: 5mL de HCl 3M + 2mL de Etanol + 3mL de Acido acéticoFrasco 5: 5mL de HCl 3M + 1mL de Acido acético + 4mL de Acetato de etiloFrasco 6: 5mL de HCl 3M + 1mL de Etanol + 4mL de Acetato de etilo
V. Datos
Constante de equilibrio, valor teórico:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
K=4
Fuente: AGREDA, Victor y ZOELLER, Joseph. Acetic Acid and its derivates. Marcel Dekker, INC. Nueva York, 1993. pp. 271.
Preparación de NaOH 5N:0,125 mol de NaOH x 40 g/mol de NaOH= 5gPeso de NaOH = 4,96g.
Concentración del ácido acético concentrado: 16,845 MDensidad del HCl 3M: 1,124 g/cm3
Tabla 1.- Pesos del Biftalato, en gramos, utilizados en cada ensayo.
Peso Biftalato ensayo 1 1,0024 gPeso Biftalato ensayo 2 1,0006 g
Tabla 2.- Masa de sustancias utilizadas en la sesión 3 de laboratorio.
Sustancia Peso Molecula
r(g)
Densidad (g/ml)
Biftalato de potasio
203,23 -
NaOH 40,0 -HCl 36,46 1,124
Etanol 46,07 0,810Acido acético 60,05 1,05
Acetato de etilo 88,11 0,9025
Agua 18,02 1Tabla 3.- Cantidades de las mezclas para obtener el equilibrio
Frasco HCl 3M (mL)
Etanol (mL)
Ac. Acético (mL)
Acetato de etilo (mL)
Agua (mL)
1 5 5 2 5 3 23 5 4 1 4 5 2 3 5 5 1 4 6 5 1 4
Tabla 4.- Volumen gastado en la titulación.
Compuesto a estandarizar/Estándar Volumen Ensayos (mL) 1 2
NaOH - Biftalato de potasio 10,02 10,012mL HCl - NaOH 11,78 11,821mL AcOH - NaOH 34,6 34,351mL Frasco 1 - NaOH 9,5 9,61mL Frasco 2 - NaOH 8,0 8,11mL Frasco 3 - NaOH 4,5 4,61mL Frasco 4 - NaOH 5,5 5,31mL Frasco 5 - NaOH 8,0 8,051mL Frasco 6 - NaOH 7,9 8,02
VI – Cálculos
VI.1. Ensayo 1:
1. Estandarización de NaOH con Biftalato de Potasio:
nBiftalato de potasio=1,0024203,23
=4,93×10−3
Luego, tenemos que:nNaOH=nBiftalato de potasio
[ ]teóricaNaOH×V gastadoteórico NaOH=4,93×10−3
molesd ebiftalato
0,5molL
×Vgastado teórico
=4,93 x10−3
V gastadoteórico=9,86×10−3L
V gastadoreal=10,02×10−3 L
[ ]real NaOH=4,93×10−3mol10,02×10−3L
=0,492molL
2. Estandarización de HCl con NaOH:
nHCl=nNaOH
2mL×3M=0,492molNaOH×V teórico gastado NaOH
V teórico gastado=12,195mL
V real gastado=11,78mL
[ ]real HCl=0,492mol×11,78mL
2mL=2,89M
3. Estandarización del Ácido acético:
nAcOH=nNaOH
1mL×16,845=0,492mol de NaOH×V teóricogastado
V teórico gastado=34,24mL
V real gastado=34,6mL
[ ]real AcOH=0,492mol×34,6mL
1mL=17,02M
Cálculo de las moles de agua en HCl:
mHCl (ac )=magua+mHCl
magua=mHCl (ac )−mHCl
magua=V HCl (ac)× ρHCl (ac )−V HCl×[HCl ]× PM HCl
magua=5mL×1,124 gmL
−0,005×2,89×36,46
magua=5,093g
nagua=5,093 g
18,02g
mol
=0,2826molesde agua
Para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de agua será: n=0,02826
Número de moles de HCl en 5mL:
M= nV
2,89= n0,005
n=0,01445 moles de HCl
n=0,01445Moles de HCl para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de HCl será: n=1,445 x10−3
Titulación de las mezclas de los frascos:
Frasco 1:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0095
n=4,674×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=3,22x 10−3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=V acetato×ρacetatode etilo
PM
nacetatodeetil o=5mLacetato deetilo×0,9025 g/mL88,105 g/mol
=0,05moles iniciales
n=0,05Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=5 x10−3
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - - 0,005 0,02826
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x x 0,005-x 0,02826-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 3,22 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:
K=1,78 x10−3 x 0,02504
(3,22 x10−3 )2=4,29
Frasco 2:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,008
n=3,936×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=2,49x 10−3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=V acetato×ρacetatode etilo
PM
nacetatodeetilo=3mLacetatode etilo×0,9025g /mL88,105g /mol
=0,031moles iniciales
Para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=3,1x 10−3
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - - 0,0031 0,0394
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x x 0,0031-x 0,0394-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 2,49 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:
K=(6,1 x10−4 ) x (0,03691)
(2,49x 10−3)2=3,63
Frasco 3:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0045
n=2,214×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=7,69x 10−4
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=4mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,0703moles inici ales
n=0,0703Moles de etanol para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de etanol será: n=0,00703
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacétio=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol
=0,0174moles iniciales
n=0,0174Moles de ácido acético para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de ácido acético será: n=0,00174
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,00174 0,00703 - 0,02826
Moles de Rx. - - x x
Moles finales 0,00174 - x 0,00703 - x x 0,02826+x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 7,69 x 10-4; entonces la constate de equilibrio será:
K=(7,69 x10−4 ) (0,029)
(9,71x10−4 ) (6,261x 10−3)=3,67
Frasco 4:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0055
n=2,71×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=1,265x 10−3
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=2mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,035moles i niciales
n=0,035Moles de etanol para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de etanol será: n=0,0035
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacétio=3mLácidoacético×1,05g /mL60,5 g/mol
=0,052moles iniciales
n=0,052Moles de ácido acético para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de ácido acético será: n=0,0052
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,0052 0,0035 - 0,02826
Moles de Rx. - - x x
Moles finales 0,0052 - x 0,0035 - x x 0,02826+x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =1,265 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:
K=(1,265 x 10−3 )(0,0295)
(3,935 x10−3 )(2,235 x10−3)=4,24
Frasco 5:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,008
n=3,94×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=2,495x 10−3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=4mLacetatodeetilo×0,9025 g /mL88,105 g /mol
=0,041moles iniciales
n=0,041Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=0,0041
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacétio=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol
=0,017moles iniciales
n=0,017Moles de ácido acético para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de ácido acético será: n=0,0017
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,0017 - 0,0041 0,02826
Moles de Rx. x x - -
Moles finales 0,0017 + x x 0,0041- x 0,02826-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =2,498 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:
K=(1,605x 10−3 )(0,026)
(2,495 x 10−3 )(4,95x 10−3)=3,38
Frasco 6:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0079
n=3,89×10−3 Moles de NaOH
Entonces, nAcOH=¿2,445 x 10-3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=4mLacetatodeetilo×0,9025 g /mL88,105 g /mol
=0,041moles iniciales
n=0,041Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=0,0041
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=1mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,018moles iniciales
n=0,018Moles de etanol para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de etanol será: n=0,0018
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - 0,0018 0,0041 0,02826
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x 0,0018+ x 0,0041- x 0,02826-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =2,445 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:
K=(1,655 x10−3 ) (0,0258 )
(2,445 x 10−3 ) (4,245 x 10−3 )=4,11
VI.2. Ensayo 2:
1. Estandarización de NaOH con Biftalato de Potasio:
nBiftalato de potasio=1,0006203,23
=4,92×10−3
Luego, tenemos que:nNaOH=nBiftalato de potasio
[ ]teóricaNaOH×V gastadoteórico NaOH=4,92×10−3
moles debiftalato
0,5molL
×Vgastado teórico
=4,92 x10−3
V gastadot eórico=9,84×10−3L
V gastadoreal=10,01×10−3 L
[ ]real NaOH=4,92×10−3mol10,01×10−3L
=0,492molL
2. Estandarización de HCl con NaOH:
nHCl=nNaOH
2mL×3M=0,492molNaOH×V teórico gastado NaOH
V teórico gastado=12,195m
V real gastado=11,82mL
[ ]real HCl=0,492mol×11,82mL
2mL=2,91M
3. Estandarización del Ácido acético:
nAcOH=nNaOH
1mL×16,845=0,492mol deNaOH×V teórico gastado
V teórico gastado=34,24mL
V real gastado=34,35mL
[ ]real AcOH=0,492mol×34,35mL
1mL=16,90M
Titulación de las mezclas de los frascos:
Cálculo de las moles de agua en HCl:
mHCl (ac )=magua+mHCl
magua=mHCl (ac )−mHCl
magua=V HCl (ac)× ρHCl (ac )−V HCl×[HCl ]× PM HCl
magua=5mL×1,124 gmL
−0,005×2,91×36,46
magua=5,089g
nagua=5,089 g
18,02g
mol
=0,2824molesde agua
Para la alícuota de 1mL obtenemos que nagua= 0,02824
Número de moles de HCl en 5mL:
M= nV
2,91= n0,005
n=0,01455 Moles de HCl, para la alícuota de 1mL tomada, nHCl=0,001455
Frasco 1:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0096
n=4,7232×10−3 Moles de NaOH para la titulación.
Entonces, nAcOH=3,27×10−3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=V acetato×ρacetatode etilo
PM
nacetatodeetilo=5mLacetatode etilo×
0,9025 gmL
88,105 gmol
=0,05moles iniciales. Para la alícuota tomada,
nacetatodeetilo=0,005moles
Luego,
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - - 0,005 0,02824
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x x 0,005-x 0,02824-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 3,27×10−3; entonces la constate de equilibrio será:
K=1,73×10−3 x 0,025
3,27×10−32 =4,04
Frasco 2:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0081
n=3,9852×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=2,53×10−3
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=V acetato×ρacetatode etilo
PM
nacetatodeetilo=3mLacetatode etilo×0,9025g /mL88,105g /mol
=0,031moles
Para la alícuota de 1mL, nacetatodeetilo=0,0031Luego,
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - - 0,0031 0,0393
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x x 0,0031-x 0,0393-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =2,53×10−3 ; entonces la constate de equilibrio será:
K=5,7×10−4 x0,037
2,53×10−32 =3 ,27 volumen está muy bajo
Frasco 3: CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0046
n=2,2632×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=8,08 x10−4
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=4mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,0703moles
Para una alícuota de 1mL, netanol=0,00703
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacétio=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol
=0,0174moles
Para la alícuota tomada, tenemos que:nácidoacétio=0,00174
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,00174 0,00703 - 0,02824
Moles de Rx. - - x x
Moles finales 0,00174 - x 0,00703 - x x 0,02824+x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 8,08x10-4; entonces la constate de equilibrio será:
K=(8,08 x10−4 ) (0,029)
(8,08 x 10−4 )(0,00622)=4 ,66
Frasco 4:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,0056
n=2,75×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=0,00129
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=2mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,035moles
netanol=0,0035 paralaalícuota de1mLtomada .
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacéti c o=3mLácido acético×1,05 g/mL60,5 g/mol
=0,052moles
nácidoacético=0,0052 paralaalícuota de1mL
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,0052 0,0035 - 0,02824
Moles de Rx. - - x x
Moles finales 0,0052 - x 0,0035 - x x 0,02824+x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 0,00129; entonces la constate de equilibrio será:
K=(0,00129 )(0,02837)
(0,0022 )(0,0039)=4 ,3
Frasco 5:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,00805
n=3,96×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=0,0025
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=4mLacetatodeetilo×0,9025 g /mL88,105 g /mol
=0,041moles
Para la alícuota, nacetatodeetilo=0,0041moles iniciales
Moles de ácido acético en la solución:
nácidoacéti c o=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol
=0,017moles iniciales
Para la alícuota, nácidoacético=0,0017
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales 0,0017 - 0,0041 0,02824
Moles de Rx. x x - -
Moles finales 0,0017 + x x 0,0041- x 0,02824-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =0,0025; entonces la constate de equilibrio será:
K=(0 ,026 )(0 ,0016)
(0 ,0042 )(0,0025)=3,92
Frasco 6:
CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
nNaOH=nHCl+nAcOH
M= nV gastado deNaOH
0,492= n0,00802
n=3,95×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=0,0025
Moles de acetato de etilo presentes en la solución:
nacetatodeetilo=4mLacetatodeetilo×0,9025 g /mL88,105 g /mol
=0,041moles
Para 1mL, nacetatodeetilo=0,0041
Moles de etanol presentes en la solución:
netanol=1mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol
=0,018moles
Para 1mL, netanol=0,0018
Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)
Moles iniciales - 0,0018 0,0041 0,02824
Moles de Rx. x x - -
Moles finales x 0,0018+ x 0,0041- x 0,02824-x
Donde x = moles de ácido acético obtenidas =0,0025; entonces la constate de equilibrio será:
K=(0,026 )(0,0016)
(0,0025 )(0,0043)=3,87
VIII. Resultados
Constante de equilibrio, KEnsayo 1 Ensayo 2
frascos Valor de k % error Valor de k % error1 4,29 4,042 3,63 3,273 3,67 4,664 4,24 4,305 3,38 3,926 4,11 3,87
Constante de equilibrio promedio:
Ensayo 1:K= 3,89 ± 0,38
Error: %Ensayo 2:
K=3,96 ± 0,31Error: %
IX – Referencias
HARRIS, Daniel. Análisis químico cuantitativo. 3ª edición. Editorial Reverté, S.A. Barcelona, España; 2007.pp. 100-101.
Ibídem, pp.153. MORILLO, J. Introducción al análisis volumétrico. Disponible en:
http://personal.us.es/jmorillo/exquimica2/invol.pdf. Fecha de consulta: 23 de abril de 2010.
Titulación, Imagen 1. Disponible en: http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/techniques/titration.html.
CRC Handbook of Chemistry and Physics. 87th Edition.
Discusión y observaciones:
En el proceso de titulación se utilizó como indicador a la fenolftaleína, que puede medir pH que van desde 8-12, tornando la solucion de un color rosa al alcanzar el punto final o de equivalencia. Al añadir la solución valorante gota a gota puede que una mínima cantidad cambie bruscamente la tonalidad, de manera que obtenemos una coloración rosa oscuro, en vez de un rosa pálido, color que nos da un valor bastante cercano al punto de equilibrio real. Esto aumenta el error de manera significatia. Cabe resaltar, que la manipulacion del instrumento es muy importante ya que se debe controlar la rapidez con la que caen las gotas.
Para poder estandarizar el NaOH se debe pesar con exactitud la masa el biftalato de potasio, en una balanza analítica que tenga la mayor cantidad de cifras significativas para minimizar el error, en nuestro caso fue posible pesar valores bastante cercanos a 1, por lo que no se tuvieron problemas con este reactivo.
En el caso del HCl, obtuvimos que la concentración verdadera era más baja a la real, ya que al momento de preparar la solución, el enrase no se realizó correctamente, esto afecto también al equilibrio presente en cada uno de los frascos y llevó a un aumento del error.
Otra fuente de error fue la medición del volumen gastado para la titulacion de las muestras con NaOH. Puede que pequeñas burbujas se hayan quedado suspendidas en la bureta, de manera que obtenemos una lectura errónea del volumen (mayor). Se utilizaron 2 buretas para la titulacion de los frascos, una para el ensayo 1, y otra para el ensayo 2. La bureta utilizada para el ensayo 2 nos permitia medir con mas exactitud los valores del volumen, ya que poseia dos decimales, sin embargo, era mas dificil realizar la lectura de volumen porque tenía dos meniscos. Además, está el error inherente de los instrumentos.
A pesar de estos errores, los valores finales de la constante de equilibrio hallados se asemejan al valor teórico hallado en la bibliografía. Asimismo, se puede observar que el error promedio para ambos ensayos es inferior al 8%, lo que indica que el experimento fue llevado a cabo de una manera aceptable.
Conclusiones:
A pesar de estos errores, los valores finales de la constante de equilibrio hallados se asemejan al valor teórico hallado en la bibliografía. Asimismo, se puede observar que el error promedio para ambos ensayos es inferior al 8%, lo que indica que el experimento fue llevado a cabo de una manera aceptable.