laboratorio de fisicoquimica

Universidad Nacional Andrés Bello
Faculta de Ecología y Recursos Naturales
Departamento de Ciencias Químicas
Laboratorio de Físico química I

Laboratorio 6

Termodinámica de la Ionización del Acido
Acético

Integrantes:
Profesor: Catalina Sandoval
Carrera: Química y Farmacia

Introducción
Una reacción química termodinámica, se logra obtener, siempre y cuando se hayan determinadolos cambios e
energía libre de Gibbs, de Entalpia y Entropía.
En la ionización de un ácido débil monoprótico en disolución acuosa, la energía libre estándar de ionización
ΔGºI se obtiene midiendo experimentalmente la constante de equilibrio de la disociación iónica de dicho ácido,
definida inmediatamente por la ecuación de la constante de equilibrio en función de las concentraciones
molarescorrespondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones ión
dividido por la concentración de la sustancia sin disociar.
Obteniendo el valor de KI, este se relaciona con energía libre de Gibbs mediante la siguiente ecuación
ΔGºI = -RTln KI
Un valor de KI puede ser determinado a partir de la curva de titulación pH-métrica. Mediante la formación deltampón ácido en la titulación, en el cual se mantiene prácticamente constante el pH, se puede determinar KI,
este se rige la ecuación de Hasselbach–Henderson:
pH = pKI +log [base conjugada] / [acido]
El pH será igual a pKI cuando se haya agregado la mitad del volumen final de base titulante, necesario para la
neutralización total del ácido ya que se cumple que [A-] = [HA] y la ecuación setransforma a pH = pKI +log 1
Para continuar y obtener la variación de Entalpía estándar de ionización (∆𝐻 ° ), éste dato es obtenido a partir de
la Entalpía estándar de neutralización (∆𝐻 ° ) del ácido acético considerando que ésta acontece en 2 etapas en la
cual las moléculas del ácido se disocian y finalmente en donde los protones generados son neutralizados. La
Entalpía estándar de ionización sedetermina de la siguiente manera utilizando la ley de Hess;
∆𝐻 º` =   ∆𝐻 º −   ∆𝐻 º
Es de previo conocimiento que la Entalpía estándar de neutralización es -13.34 Kcal/mol. Con esto la entalpía
estándar  de  ionización  “∆𝐻 º " (bajo el supuesto que antes de la neutralización la totalidad el ácido está sin
disociar) se calcula introduciendo en la ecuación el valor de ∆𝐻 º el cual es obtenido apartir de mediciones
calorimétricas.
Dado el hecho sólo hay una fracción de moléculas de ácido sin disociar antes de la neutralización, el cálculo de la
entalpía estándar de ionización ∆𝐻 º debe realizarse sobre la base del número real de éstas que se disocian al
momento de la neutralización. Por lo que queda expresado de la siguiente manera;
∆𝐻 ° =   ∆𝐻 °  ⁄ 𝑋En la igualdad “X” corresponde a la fracción del ácido sin disociar antes de la reacción de neutralización.
Por último al tener los valores de la energía libre de Gibbs y Entalpía en condiciones estándar de ionización, se
puede determinar la Entropía estándar de ionización de la reacción al reemplazar los datos obtenidos la
siguiente ecuación;
∆𝐺 ° =   ∆𝐻 ° - T∆𝑆 °

Objetivos
Calcular la Constante del calorímetro y a partir deella determinar el calor de Neutralización del
acido acético y a partir de este calcular la Entalpia de Ionización del acido acético y a partir de
éste valor determinar los parámetros termodinámicos de Entropía y Energia libre de Gibbs

Materiales
Materiales y Reactivos
-Vaso de Precipitado
-Calorímetro
-Termómetro
-Balanza Granataria
-Bureta
-Ph-metro
-Agitador Magnético
-Magneto-Soporte Universal

Nombre

Formula
Peso
molecular molecular

Agua

H2O

Hidróxido NaOH
de Sodio
Ácido
CH3COOH
Acético

Estado

18,01528
liquido
g/mol
39,997g/mol Liquido

incoloro
Incoloro

Punto
de
fusión
1.0g/ cm³ 0 °C
273.15K
2,13g/cm3 318ºC

60,05g/mol

Incoloro

1,05g/cm3 16ºC

Liquido

Apariencia Densidad

Punto
de
ebullición
99,98 °C...