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yosi70
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Para calcular la constante de ionización acida (Ka), que es la constante de ionización de equilibrio para la ionización de un acido se utiliza, ecuación 1:
Reacción de disociación:
HX↔H+¿¿ + 𝑋−
Ka=❑❑
Donde Ka, es la constante de ionización, [H+], es la concentración de H+, [X-], es la concentración de la base conjugada X-, [HX], es la concentración de del acido débil sin disociación.
Las concentraciones de H+ y X- han de ser iguales, se calculan como la ecuación 2:
[H+] = 10-pH
Entonces:[H+] = [X-] = 10-pH
La concentración de equilibrio de HX se puede calcular restando la concentración de H+ formado, 10-pH de la concentración inicial de HX, como en la ecuación 3:[HX] = Co – 10-pH
Donde [HX], es la concentración de HX en equilibrio, Co, es la concentración de HX iniciales, 10-pH, es la concentración de H+ formado.
Para calcular el porcentaje de error se utiliza la siguiente ecuación:
%Error=Valor experimental−Valor teoricoValor teorico
∗100
Primer método:Para la concentración de 0.1M de acido acético CH3COOH y un pH de 2.52.Se calculan las concentraciones en equilibrio:Para calcular la concentración de [H+] se utiliza la ecuación 2:
-log [H+] = pH-log [H+] = 2.52Aplicando antilogaritmo a los dos lados de la ecuación quedaría:[H+] = 10-2.52
[H+] = 3.02*10-3
Las concentraciones de H+ y X- han de ser iguales:[H+] = [X-] = 3.02*10-3
Para calcular la concentración de [CH3COOH] se utiliza la ecuación 3:[CH3COOH] = Co – 10-pH
[CH3COOH] = 0.1 – 10-2.52
[CH3COOH] = 0.096
Ka=COO−¿ ¿
❑
Ka=[10−2.52]∗[10−2.52]0.1−10−2.52
Ka=9.40∗10−5
Para calcular el porcentaje de error, tenemos que el valor experimental es 9.40*10-5 y el valor teórico es de1.75*10-5
%Error=9.40∗10−5−1.75∗10−5
1.75∗10−5 ∗100
%Error=437.14
Para la concentración de 0.01M de acido acético CH3COOH y un pH de 3.03.Se calculan las concentraciones en equilibrio:Para calcular la concentración de [H+] se utiliza la ecuación 2:-log [H+] = pH-log [H+] = 3.03Aplicando antilogaritmo a los dos lados de la ecuación:[H+] = 10-3.03
[H+] = 9.33*10-4
Las concentraciones de H+ y X- han de ser iguales:[H+] = [X-] = 9.33*10.4
Para calcular la concentración de [CH3COOH] se utiliza la ecuación 3:[CH3COOH] = Co – 10-pH
[CH3COOH] = 0.01 – 10-3.03
[CH3COOH] = 9.06*10-3
Ka=[10−3.03 ]∗[10−3.03]0.01−10−3.03
Ka=9.59∗10−5
Para calcular el porcentaje de error, tenemos que el valor experimental es 9.59*10-5 y el valor teórico es de1.75*10-5
%Error=9.59∗10−5−1.75∗10−5
1.75∗10−5 ∗100
%Error=448
Segundo método:Para la concentración de 0.1M de acido acético CH3COOH y un pH de 4.30.Se calculan las concentraciones en equilibrio:Para calcular la concentración de [H+] se utiliza la ecuación 2:-log [H+] = pH-log [H+] = 4.30Aplicando antilogaritmo a los dos lados de la ecuación quedaría:[H+] = 10-4.30
[H+] = 5.01*10-5
Las concentraciones de H+ y X- han de ser iguales:[H+] =[X-] = 5.01*10-5
Para calcular la concentración de [CH3COOH] se utiliza la ecuación 3:[CH3COOH] = Co – 10-pH
[CH3COOH] = 0.1 – 10-4.30
[CH3COOH] = 0.099
Ka=[10−4.30]∗[10−4.30]0.1−10−4.30
Ka=2.51∗10−8
Para calcular el porcentaje de error, tenemos que el valor experimental es 2.51*10-8 y el valor teórico es de1.75*10-5
%Error=2.51∗10−8−1.75∗10−5
1.75∗10−5∗100
%Error=99.8
Para la concentración de 0.01M de acido acético CH3COOH y un pH de 3.03.Se calculan las concentraciones en equilibrio:Para calcular la concentración de [H+] se utiliza la ecuación 2:-log [H+] = pH-log [H+] = 4.57Aplicando antilogaritmo a los dos lados de la ecuación:[H+] = 10-4.57
[H+] = 2.69*10-5 Las concentraciones de H+ y X- han de ser iguales:[H+] = [X-] = 2.69*10-5
Para calcular la concentración de [CH3COOH] se utiliza la ecuación 3:[CH3COOH] = Co – 10-pH
[CH3COOH] = 0.01 – 10-4.57
[CH3COOH] = 9.97*10-3
Ka=[10−4.57]∗[10−4.57]0.01−10−4.57
Ka=7.26∗10−8
Para calcular el porcentaje de error, tenemos que el valor experimental es 7.26*10-8 y el valor teórico es de1.75*10-5
%Error=7.26∗10−8−1.75∗10−5
1.75∗10−5 ∗100
%Error=99.6