Práctica de Laboratorio: Determinación de la constante de acidez del ácido acético (Ka) mediante titulación ácido-base

 

Determinación de la constante de acidez del ácido acético (Ka) mediante titulación ácido-base

Objetivo general

Determinar experimentalmente la constante de acidez (Ka) del ácido acético utilizando una titulación con hidróxido de sodio y fenolftaleína como indicador.

Objetivos específicos

• Realizar una titulación ácido-base controlada.
• Medir el pH en diferentes puntos de la titulación.
• Identificar el punto medio de la titulación y relacionarlo con el valor de pKa.
• Calcular el valor experimental de Ka del ácido acético.

 

Introducción

Las reacciones ácido-base son procesos fundamentales en la química, y su estudio permite comprender los principios de equilibrio químico y la disociación de especies en solución acuosa. En el caso de los ácidos débiles, como el ácido acético, su ionización parcial en agua puede representarse mediante una constante de equilibrio conocida como constante de acidez (Ka), que refleja la tendencia del ácido a donar protones.

Una de las formas más comunes para determinar Ka de un ácido débil es mediante una titulación con una base fuerte. Durante la titulación, el ácido reacciona con la base hasta llegar a un punto en el que las cantidades son estequiométricamente equivalentes (punto de equivalencia). En el punto medio de la titulación, la concentración de ácido no disociado es igual a la de su base conjugada, y según la ecuación de Henderson-Hasselbalch, el pH es igual a pKa.

En esta práctica se utilizará ácido acético y se titulará con hidróxido de sodio utilizando fenolftaleína como indicador. A partir del pH en el punto medio, se estimará el valor experimental de Ka.

 

Fundamento teórico

El equilibrio de disociación del ácido acético en solución acuosa se expresa como:

La constante de acidez (Ka) se define como:

En una titulación ácido-base, el ácido reacciona con una base fuerte (NaOH):

Al llegar al punto medio de la titulación, la cantidad de ácido es igual a la de su base conjugada. Aplicando la ecuación de Henderson-Hasselbalch:

Entonces, cuando [CH₃COO^-] = [CH₃COOH], el logaritmo es cero y:

Por lo tanto, midiendo el pH en el punto medio, se puede estimar el valor de Ka:

Parte experimental

Materiales y reactivos

• Bureta de 25 mL
• Soporte universal y pinza para bureta
• Erlenmeyer de 250 mL
• Probeta de 50 mL
• Agitador magnético o varilla de agitación
• Vaso de precipitados
• pH-metro o papel indicador universal
• Ácido acético 0.1 M
• Hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 M
• Indicador fenolftaleína (solución alcohólica al 1%)

Procedimiento

1. Enjuagar la bureta con la solución de NaOH 0.1 M y llenarla.
2. Medir 25.00 mL de ácido acético 0.1 M con una pipeta y verterlo en un Erlenmeyer limpio.
3. Añadir 2 a 3 gotas de fenolftaleína al ácido acético.
4. Colocar el Erlenmeyer sobre el agitador magnético (si se dispone).
5. Comenzar la titulación añadiendo lentamente NaOH desde la bureta, agitando constantemente.
6. Registrar el volumen de NaOH añadido cuando comience el cambio de color (rosado tenue).
7. Medir el pH inmediatamente después del punto medio (cuando se haya añadido 12.50 mL de NaOH).
8. Registrar los datos de volumen añadido y pH.
9. Repetir la titulación al menos dos veces para obtener un promedio confiable.

 

Cuestionario

1. ¿Cuál es la reacción química que ocurre durante la titulación?
2. ¿Qué sucede en el punto medio de una titulación ácido-base?
3. ¿Por qué se puede asumir que pH = pKa en el punto medio?
4. ¿Cómo se calcula Ka a partir del pH?
5. ¿Qué fuentes de error podrían afectar el cálculo de Ka en esta práctica?
6. ¿Por qué se utiliza un ácido débil y una base fuerte en esta práctica?

 

Referencias bibliográficas

• McQuarrie, D. A., & Simon, J. D. (2011). Physical Chemistry: A Molecular Approach. University Science Books.
• Ghosh, N. S. (2011). Practical Physical Chemistry: An Experimental Approach. New Age International.
• Hine, J. R., & Skoog, R. J. (1994). Laboratory Manual for Physical Chemistry. Saunders College Publishing.

 

 

 

 

 

 

 

 

Registro de datos de titulación y el cálculo del pKa y Ka del ácido acético:

 

Hoja de Cálculo: Determinación de Ka del Ácido Acético

Sección 1: Datos experimentales

Ensayo	Volumen de CH3COOH (mL)	[CH3COOH] (mol/L)	Volumen de NaOH agregado en el punto medio (mL)	pH medido en el punto medio	Volumen de NaOH cambio de color de la fenolftaleína
1	25	0.10	12.50
2	25	0.10	12.50
3	25	0.10	12.50

 

Sección 2: Cálculo de pKa y Ka

Ensayo	pH = pKa	Ka = 10-pKa
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3