Laboratorio n°6 termodinámica de la ionización del ácido acético.

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LABORATORIO N°6
TERMODINÁMICA DE LA IONIZACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO.

NOMBRES: Vania Abarca
Yanara Fuentes
SECCION: 2
PROFESORA: Irma Fuentes

INTRODUCCION

Para la determinación termodinámica de una reacción química se necesita de la determinación de los cambios de energía libre de Gibbs, de entalpía y de entropía.

En la ionización de un ácido débilmonoprótico 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 molares correspondientes. Por tanto, la constante de ionización es igual al producto de las concentraciones iónicasdividido por a concentración de la sustancia sin disociar.
La disociación de un acido débil se representa por:

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 del tampón ácido en la titulación, en el cual se mantieneprácticamente 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 se transforma a pH = pKI +log 1
La entalpía estándar deionización, ΔHºI, se puede obtener partir de la entalpía estándar de la reacción de neutralización, ΔHºN en la cual en primera etapa todas las moléculas del ácido se disocian al momento de mezclarse con la base y en la segunda etapa En la segunda etapa los protones son neutralizados por los iones hidroxilos para formar agua como producto y luego la entalpía estándar de ionización prima viene dada porΔHº´I = ΔHºN - ΔHºNH
EL ΔHº´I obtenido de la manera descrita debe ser rectificado ya que este supone que la totalidad de las moléculas están sin disociar para ello se debe determinar el parámetro χ dado que al comienzo de la neutralización sólo una fracción de HA se encuentra sin disociar
HA (ac) ↔ H+(ac) + A- (ac) (7)
Co(1-α) Coα Coα
Así, una vez conocido α se determina que χ =1- α y con esto podemos decir que:
ΔHº´I = ΔHºI/ χ

Y luego que se obtiene ΔGºI y ΔHºI finalmente se puede calcular el valor de la entropía estándar de ionización, ΔSºI, que se obtiene de la ecuación fundamental
ΔGºI = ΔHºI –TΔSºI

OBJETIVOS

Determinar los parámetros termodinámicos, energía libre, entalpía y entropía de la ionización del ácido acético en disolución acuosa

MATERIALES YMETODOS:

Materiales y reactivos:

o Calorímetro simple
o Termómetro
o Plancha calefactora/Agitador magnético
o Probeta
o Vasos de precipitado
o Balanza Analítica
o Soporte universal
o Solución Acido acetico 1.0 M
o Solución NaOH 1.0 M

1.- Determinación de la constante del calorímetro:

* Se agregan 100 mL de agua destilada a un vaso precipitado de 250mL, masado con anterioridad junto al calorimetro, posteriormente a esto se masa el vaso con el agua y el calorimetro para calcular la masa del agua por diferencia, se toma la temperatura de esta agua, se calienta el agua en una plancha calefactoria hasta aproximadamente 50°C, se vierte en el calorimetro junto a la otra y se procede a medir la temperatura cada 30 segundos hasta que esta permanezcaconstante.

2.- Determinacion de ΔHN en forma directa:

* Luego de haber calculado el valor de K con los datos obtenidos anteriormente, se vierten 50 mL de una disolución de HCl 1,0 M al calorimetro (figura N°1) cuando se alcanza el equilibrio termico se registra la temperatura.
* A continuación se miden 50 mL de NaOH 1,0 M, también se medirá la temperatura de esto.
* Se agrega esta...