Para calcular la constante de ionización acida.docx

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