PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚ FACULTAD DE CIENCIAS E INGENIERÍA
Laboratorio 2 de Físico-Química
SEXTA PRÁCTICA DETERMINACIÓN DE COEFICIENTE DE ACTIVIDAD
Fecha del experimento:
19 de Octubre
Integrantes:
Código:
– –
Brenda D’Acunha Carla Sánchez
20067205 20072193
2010
1. OBJ OBJET ETIV IVOS: OS: A partir de medidas de concentración y conductividad, determinar el coeficiente de actividad iónico del ácido acético. Asimismo, determinar de manera gráfica la constante de equilibrio termodinámico de este electrolito débil. MAR CO TEÓR T EÓRICO ICO : 2. MARCO El equilibrio de la disociación del electrolito débil ácido acético se puede escribir así: CH3COOH
↔
H+
+
CH3COO-
La constante de equilibrio práctica es:
[ H ] + [CH 3COO − ] γ + γ − . ka = [ CH 3COOH ] γ µ
Donde
son los coeficien coeficientes tes de actividad actividad de los iones y γ +
y γ -
es el γ µ
acido no disociado. En una una diso disolu luci ción ón dilu diluid ida, a, el acid acido o no diso disoci ciad ado o se com comport portar ará á idealmente ( → 1), pero pueden ser distintos a la unidad γ µ
γ +
y
γ -
debido debido a las intera interacci ccion ones es ele electr ctros ostát tática icass entre entre los compu compuest estos. os. Ento Entonc nces es por por la ec ecua uaci ción ón de Deby Debyee-Hu Huck ckel el,, pode podemo moss obte obtene nerr la siguiente ecuación:
[ H + ][CH 3COO − ] log lo gγ ± = log k º − 2 log CH COOH [ ] 3
(1)
También se puede expresar de la siguiente manera.
cα 2 log = log k º − 2 log γ ± 1 α − [ ]
(2)
Donde c es la concertación y α es el grado de disociación, que puede determinarse a partir de las mediciones de la conductividad, por medio de la siguiente expresión:
α= ΛmΛo Donde Donde Λm es la conducti conductividad vidad molar hallada de manera manera experimen experimental tal par para una una co conc ncen entr trac ació ión n de ácido ido ac acét étic ico o conoc nocida ida y Λo es la conductividad molar a dilución infinita. Para el caso del ácido acético, tenemos que esta constante es igual a Λo=390.7 S.cm2.mol-1 S.cm2.mol-1 Entonces la fuerza iónica viene dada por: I
=
1 2
[( cα ) (1)
2
+
( cα ) ( − 1) 2 ]
=
cα .
(3)
Ahora para el acido acético, la ley limitante de Debye-Huckel es aplicable la siguiente ecuación:
log lo gγ ±
= - 0.51z + Z -
I −3 moldm
(4)
Entonces la ecuación (2) se puede convertir en la siguiente ecuación:
cα 2 log 01 8 = log k º + 1.018 [ ] α − 1
cα
(5)
De la cual es posible hallar la constante termodinámica de equilibrio para el ácido acético. MATE RIALES LES Y REACTI REA CTIVOS VOS : 3. MATERIA Materiales:2 Materiales:2 fiolas de 250 ml 4 fiolas de 100 ml 6 Erlenmeyer 2 varillas de vidrio 2 cucharitas 2 propipetas Pipeta volumétrica de 50 ml ml Pipeta volumétrica de 20 ml Pipeta graduada de 5 ml Equipos:
Conductímetro Conductímetro Hanna HI 8820 Termómetro digital Balanza analítica
Reactivos: NaOH
Fenolftaleína Ácido acético Ftalato de potasio
PROCE DIMIENTO ENTO : 4. PROCEDIMI 4.1.Calibración 4.1.Calibración del conductímetro conductímetro 4.2.Preparación 4.2.Preparación de las soluciones
4.3.Medición de la conductividad 5. DATO DA TOS: S: Se preparó NaOH 0,1M y para una alícuota de 10 ml se pesó 0.5137 g de Biftalato para el primer ensayo y 0.5166g para el e l segundo. A continuación, se procedió a la titulación de Biftalato con NaOH. El indicador usado fue fenolftaleína. fenolftaleína. Volumen gastado 1 24.4mL Volumen gastado 2 24.8mL Blanco 0.01mL nNaOH=nbiftalato NaOHx24.4mL= 0.5137g202.22g=0.104M 0.5137g202.22g=0.104M NaOHx24.8mL= 0.5166g202.22g=0.103M 0.5166g202.22g=0.103M NaOH=0.1035M Lueg Luego, o, se proc proced edió ió a prep prepar arar ar las las solu soluci cion ones es de ác ácid ido o ac acét étic ico o y a estand estandari arizar zarlas las para para poder poder saber saber la verdad verdadera era concen concentra tració ción. n. Los resultados obtenidos fueron los siguientes: Tabla 1. Concentración real de las soluciones de ácido acético preparadas Solución CH3COOH 1M CH3COOH 0.2M CH3COOH 0.1M CH3COOH 0.05M CH3COOH 0.025M
Concentración real (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
Una vez preparadas las soluciones, se midió la conductividad de cada una, obteniéndose:
Tabla 2. Conductivi Conductividad dad específica del ácido acético a distintas distintas concentraciones [CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
К (μS/cm) 1601 558 535 366 278
CÁLC ULOS Y RESULTA RESU LTADOS DOS : 6. CÁLCULOS A partir de los datos de conductividad específica, es posible hallar la conductividad molar de las soluciones utilizando la siguiente fórmula: Λm= kConcentración Tabla 3. Conductividad molar de las soluciones de ácido acético [CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.190 0.098 0.051 0.024
Λm (S.cm2.mol-1) 1.53 2.82 5.46 7.18 11.58
Ahora, se puede hallar los valores de α para cada caso de acuerdo a: α=ΛmΛo Donde Donde Λo = 390.7 390.7 S.cm2 S.cm2.mo .mol-1 l-1 de acuerd acuerdo o a lo que dice dice la guía guía de laboratorio Tabla 4. Valores de α para las soluciones de ácido acético [CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
α 0.00392 0.00722 0.01397 0.01838 0.02964
Una vez obtenidos los valores de α, podemos hallar la constante de equilibrio del ácido acético para diferentes concentraciones: concentraciones: [] o []rx []f
CH3COOH ↔ CH3COOc c- α cα c (1- α) cα
+
H+ cα cα
K =(cα)2c(1-α ) Tabla 5. Constante de equilibrio para diferentes concentraciones de ácido acético
[CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
KC 1.61x10-5 1.84x10-5 1.94x10-5 1.75x10-5 2.10x10-5
Luego, es posible construir la siguiente tabla: Tabla 6. Valores de α, K y (cα (cα)1/2 a diferentes concentraciones de ácido acético [CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
α
K C
(cα)1/2
0.00392 0.00722 0.01397 0.01838 0.02964
1.61x10-5 1.84x10-5 1.94x10-5 1.75x10-5 2.10x10-5
0.0640 0.0378 0.0370 0.0306 0.0267
A partir de estos datos, se puede graficar Log K C vs (cα)1/2 para poder hallar la constante de equilibrio termodinámico experimental. Para poder hacer esto, utilizamos como referencia la siguiente ecuación: Log (cα21 – α) = LogKtermodinámico + (1.0182) (cα)12
Tabla 7. Valores utilizados para construir la gráfica y hallar el K termodinámico
[CH3COOH] (mol/L) 1.045 0.198 0.098 0.051 0.024
LogK C
(cα)1/2
-4.7432 -4.7352 -4.7288 -4.7369 -4.7295
0.0640 0.0378 0.0358 0.0356 0.0267
Gráfico 1. Determinación del K termodinámico
Log (cα21 – α) = LogKtermodinámico LogKtermodinámico + (1.0182) (cα)12 LogKtermodinámico= -4.7203 Ktermodinámico=1.941x10-5 En el “Handbook of Chemistry and Physics 7th ed.”, se encontró que el valor de la constante de disociación disociación del ácido acético es de Ktetrmodinámico Ktetrmodinámico teórico = 1,75x10-5 Por lo que es posible hallar el error experimental: %error=10.91%
para para cada cada soluci solución ón de ácido acético preparada, utilizando la siguiente ecuación: Finalmente, se puede hallar los valores de
ϒ
±
Log ϒ ±= ½ Log Ktermodinámico - ½Log cα21 – α
Tabla 8. Valores de ϒ ± obtenidos a diferentes concentraciones de ácido acético [CH3COOH] Log ϒ ± (mol/L) 1.045 0.01145 0.198 0.00745 0.098 0.00425 0.051 0.00830 0.024 0.00460 DISC USIÓN N DE RESULTAD RESU LTADOS OS: 7. DISCUSIÓ
ϒ
±
1.0267 1.0173 1.0098 1.0192 1.0106
En general, se trató de un experimento bastante sencillo y rápido, pero con co n algu alguno noss fact factor ores es que que difi dificu cult ltar aron on la toma toma de dato datos, s, co como mo el conductímetro conductímetro utilizado, y que alteraron el resultado final. Con respecto al grado de disociación de las soluciones, es posible ver que se cumple con la ley de Dilución de Ostwald, que menciona que, a medi me dida da que que dism dismin inuy uye e la co conc ncen entr trac ació ión, n, aume aument nta a el grad grado o de disociación. Con respecto a la gráfica para hallar la constante K termodinámica, lo primero que podemos notar es que el ajuste a la recta no es muy bueno, ya que el R2 es de 0.7455. A partir partir de este este ajuste ajuste,, fue fue posib posible le halla hallarr la consta constante nte de equili equilibri brio o termodinámica (1.941x10-5), con un error de 10.91% con respecto al
valor teórico hallado en el Handbook. Si bien es cierto que este error no es muy grande, si es significativo porque se trata de un método bastante preciso en la medición del coeficiente de actividad y la constante de equilibr equilibrio io termodiná termodinámico mico,, por esto, es necesari necesario o mencionar mencionar algunas algunas fuentes de error importantes. importantes. Una de las principales fuentes de error fue el conductímetro utilizado. Este tiene un cable que al parecer está un poco flojo y que, de acuerdo a la presión que se ejerza y el ángulo para mantener sujeto al electrodo, mide un valor diferente de la conductividad al real. Para minimizar este error, se trató de mantener el cable en posición vertical todo el tiempo, de manera que si hay un error en el valor, sea de la misma magnitud en todas las mediciones realizadas. Otra importante fuente de error procede también de la medida de la condu conducti ctivid vidad, ad, pues pues el instru instrumen mento to es bastan bastante te sensib sensible le a posib posibles les impurezas tanto del propio material como del agua destilada, lo que pudo afectar en la conductividad también si es que no se realizaba una buena limpieza del electrodo antes de realizar cada medición. Otra fuente de error es la variación de la temperatura a lo largo del experimento, pero este error es mínimo comparado con los explicados anteriormente. Se pudo hallar el coeficiente de actividad de cada una de las soluciones preparadas. Se observa que para todos los casos es bastante cercana (aunque ligeramente mayor) a uno. Esto nos dice que la solución tiene un co comp mpor orta tami mien ento to bast bastan ante te ce cerc rcan ano o al idea ideal, l, aunq aunque ue se pued pueden en obse observ rvar ar cier cierta tass inte intera racc ccio ione ness entr entre e mo molé lécu cula lass que que oc ocas asio iona nan n desviaciones frente a la idealidad (Ley de Debye-Huckel). Para futuros experimentos de este tipo, se recomienda el uso de un conductímetro en mejor estado, la preparación de más soluciones de ácido acético para poder tener una recta con más puntos y de esta manera poder realizar una mejor regresión. Además, cada una de estas soluciones debe ser estandarizada 3 veces para poder obtener un valor más cercano de la concentración concentración verdadera y tener valores más exactos y precisos de α, K c, K termodinámico termodinámico y coeficiente de actividad. CON CLUSI SION ONES ES: 8. CONCLU – Se pudo pudo dete determ rmin inar ar la co cons nsta tant nte e de equi equili libr brio io term termod odin inám ámic ico o y el coeficiente de actividad iónico medio de un electrolito débil (HAc) a partir de medidas de concentración concentración y conductividad. conductividad. – Los coefic coeficient ientes es de activi actividad dad halla hallados dos para para todas todas las conce concentra ntracion ciones es del electrólito débil trabajadas trabajadas son del orden de la unidad, lo que lo asemeja a una solución de comportamiento casi ideal.
– También También se observ observa a que el el valor valor de α disminu disminuye ye conform conforme e aumenta aumenta la la concentración concentración de la disolución de ácido ácido acético, lo que confirma confirma la ley de dilución de Ostwald. BIBLI LIOGR OGRAFÍ AFÍA A: 1. BIB – LEVIN LEVINE. E. I, Físico Físico Química Química,, cuarta cuarta edición edición,, volumen volumen 1, editor editorial ial Mc Graw Graw Hill, 1996 – SHOEMAK SHOEMAKER, ER, D.P., D.P., GARLA GARLAND ND C.W. C.W. y J.W. J.W. NIBLER NIBLER.. Experimen Experiments ts in Physical Physical Chemistry. Sexta edición. New York: Addison-Wesley, Addison-Wesley, 1996. LAIDLER, Keith James. Físico-quím Físico-química. ica. México, D.F.: Compañía Compañía Editorial Editorial Continental Continental,, – LAIDLER, 1997.
– CRC Handbook Handbook of chemi chemistry stry and physics, physics, 7th edition. edition. 2007