jxbkfjsabdkjsa


Universidad de Chile
Facultad de Ciencias
Departamento de Química
Ingeniería en Biotecnología Molecular








Informe de Laboratorio nº4
Estudio termodinámico de equilibrio químico.
Sistemas ácidos cloroacéticos en solución acuosa.













Nombre:
-

Fecha de realización:
24/10/2013

Correo:
-

Carrera:
Ingeniería en Biotecnología MolecularIntroducción

Utilizando el equilibrio ácido-base de variados ácidos con una base en común, se pueden determinar variados parámetros termodinámicos como energía libre, entropía y entalpía. El objetivo de este práctico es calcular experimentalmente estos tres valores, junto además a las constantes de equilibrio para el ácido acético, monocloroacético y tricloroacético en solución acuosa.

Enprimera instancia, titulando los tres ácidos con NaOH y registrando los volúmenes utilizados de base se obtiene un gráfico pH v/s volumen de NaOH, gráfico del cual se obtiene el pKa de cada ácido. Luego, para calcular la constante de equilibrio, Ka, se utiliza la siguiente ecuación:



Luego, con este valor de Ka, se puede obtener directamente la energía libre estándar de ionización, uno de losprimeros estándares termodinámicos, como:



En segunda instancia, podemos calcular la entalpía molar de neutralización. Para ello, al igual que en prácticos anteriores, es necesario determinar la constante del calorímetro a usar. Así:



Luego, determinamos el calor de la reacción:



Y finalmente, la entalpía molar dividiendo el calor de la reacción por el número de moles utilizadopor cada ácido:


Ahora, la entalpía de ionización considera el valor de la entalpía de disociación del agua que se debe considerar en la ionización general. La fórmula termina como:



Como este es un valor general, y necesitamos saber la entalpía de los moles utilizados en el práctico, se utiliza la siguiente fórmula:


Para calcular x utilizamos lo siguiente:


Calculados y ,utilizando la definición de energía libre podemos despejar para obtener entropía:






Materiales y procedimientos

Para la realización del práctico se utilizaron los siguientes materiales:
pH-metro.
Cronómetro
Matraz Erlenmeyer.
Calorímetro, termómetro y varilla.
Probetas

El procedimiento realizado fue el siguiente:
1. Para las constantes de equilibrio, titular 20 mL de losácidos con NaOH. Rotular el volumen de NaOH utilizado y el pH correspondiende con el pH-metro.
2. Calcular la constante del calorímetro entregado y luego insertar en este 20 mL tanto de ácido como de base, de soluciones 1M para la neutralización. Realizar este proceso para los tres ácidos y registrar la temperatura observable cada 20 segundos hasta que estabilice.


Resultados brutos obtenidosLas siguientes tablas expresan todos los resultados obtenidos en el práctico:

Tabla 1.- Valores de pH para la titulación de ácido acético.
Volumen NaOH (mL)
pH
3
0,99
4
0,96
6
1,14
8
1,80
10
4,79
10,5
4,94
11
5,90
11,3
8,30
11,7
11,07
12,2
11,30
12,7
11,52
13,2
11,78
14,2
11,79

Tabla 2.- Valores de pH para la titulación de ácido monocloroacético.
Volumen NaOH(mL)
pH
2
1,92
4
2,23
5
2,40
6,5
2,50
7,5
2,82
9,5
3,00
11,5
3,25
13,5
4,40
13,8
7,15
14,3
10,5
14,8
11,60
15,8
11,80
16,8
11,87


Tabla 3.- Valores de pH para la titulación de ácido tricloroacético.
Volumen NaOH (mL)
pH
2
1,34
4,2
1,51
6,2
1,79
8,2
4,20
8,7
4,50
9,2
4,55
10,2
4,96
11,2
5,32
12,2
5,90
12,7
9,89
13,3
10,38
13,8
11,51
14,811,75
15,8
11,79

Tabla 4.- Variación de la temperatura con el tiempo en una mezcla de agua caliente y fría.
Tiempo (s)
Temperatura (ºC)
20
27,7
40
28,1
60
28,1
80
28,1
100
28,1

Tabla 5.- Valores obtenidos para determinar la capacidad calorífica K.
Parámetro
Valor
M1
31,5 g
M2
32,1 g
T1
40,8ºC
T2
6,8ºC
T
28,1°C

Tabla 6.- Variación de la temperatura con el tiempo...