Termodinamica de la ionización del ácido acetico

Universidad Andrés Bello
Facultad de Ecología y Recursos Naturales
Departamento de Ciencias Químicas
Laboratorio de Fisicoquímica QUI131








Termodinámica de la ionización del ácido acético.




















Sección: 2
Profesores: -Jesús Centeno
-Manuel Curitol



Introducción

Para lograr determinar termodinámicamenteuna reacción química es necesario determinar los cambios de energía libre de Gibbs, de entalpía y entropía.
La siguiente forma nos hace referencia a la ionización de un ácido monoprótico débil:
HA (ac) ↔ H+ (ac) + A- (ac)
Donde la energía libre estándar de ionización se obtiene midiendo experimentalmente hablando la constante de ionización obedeciendo a la siguiente ecuación:

Donde KI puedeser medido por la curva de titulación pH-métrica (pH versus volumen de base titulante adicionada) correspondiente a la zona de formación del tampón acido en la titulación, donde están regidos por la ecuación de Henderson-Hasselbach

pH= pK1 + log (Base conj)/ (Ácido)

En el caso de la entalpia estándar de ionización, se determina aplicando ley de Hess, a partir de la entalpía estándar deneutralización ocurriendo en dos etapas, donde una primera etapa todas las moléculas del ácido se disocian al momento de mezclarse con la base
HA + OH- ----> H2O + A- ∆H°N

Y una segunda etapa donde los protones son neutralizados por los OH- para formar agua.

H+ + OH- ---------> H2O ∆H°NH

Por lo que la ∆H°’I esta expresada: ; Donde ∆H°’I supone que las moléculas en su totalidadestán sin disociar.
El valor de ∆H°I se obtiene con la condición de que HA se encuentra sin disociar de acuerdo al siguiente equilibrio:

Donde Co es la concentración inicial del ácido con α su respectivo grado de disociación donde finalmente queda:






Objetivos
- Determinar energía libre de Gibbs de ionización del ácido acético
- Determinar entalpía de ionización del ácido acético
-Determinar entropía de ionización del ácido acético

-Materiales
- Vaso pp 250mL
- Balanza
- Calorímetro
- pH métrico
- Bureta
- Placa calefactora


-Reactivos
- Acido acético (CH3COOH) 1.0 M
- Hidróxido de sodio (NaOH) 1.0M
- Agua destilada











Procedimiento experimental

*En el practico se comenzó por realizar el mismo procedimiento que en el practico 3 parapoder determinar la constante del calorímetro, lo cual consistía en utilizar un calorímetro el cual pesamos en una balanza y registramos este valor, por otra parte en un vaso precipitado de 250mL vertimos 40mL de agua destilada, registramos su temperatura y procedimos a calentarla aproximadamente unos 20° sobre su temperatura ambiente, una vez alcanzada esta temperatura vaciamos el agua alcalorímetro y una vez alcanzado un equilibrio registramos la temperatura de esta (T1) y la masa. En un vaso precipitado medimos aproximadamente 40 mL de agua a temperatura ambiente y registramos esta temperatura (T2) la vertimos en el calorímetro y mediante agitación esperamos que este alcanzara una temperatura en equilibrio (Teq), finalmente pesamos el calorímetro para poder obtener la masa de aguafría.

*Lo siguiente fue determinar el calor de neutralización para que gracias a él podamos obtener el valor de entalpia de neutralización, para esto se realizó el mismo procedimiento del practico 4 pero esta vez como acido utilizamos ácido acético. Se hizo lo siguiente, primero pesamos el calorímetro limpio y vacío, después en un vaso precipitado de 250mL medimos 40mL de ácido acético(CH3COOH) lo vertimos en el calorímetro y registramos su temperatura (Tacido), luego pesamos nuevamente para obtener asi la masa del ácido, realizamos lo mismo que lo anterior pero esta vez con la base (NaOH) medimos su temperatura (Tbase) la vaciamos en el calorímetro con el ácido y mediante agitación esperamos el equilibrio de esto obtuvimos la temperatura en equilibrio y luego pesamos el calorímetro...