TECNOLÓGICO NACIONAL DE MÉXICO
INSTITUTO TECNOLÓGICO DE OAXACA
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LABORATORIO INTEGRAL ll
PRÁCTICA 4. COEFICIENTE DE ACTIVIDAD EN MEZCLAS BINARIAS NO IDEALES
INTEGRANTES DEL EQUIPO: Arrazola López Alonso Karin Gómez Sandoval Elí Espinoza Luna Carolina Espinoza Ramírez Yarely Miguel Hernández Julio Cesar Estefania Zarate
Octubre, 2017
OBJETIVO Determinar el coeficiente de actividad iónico del ácido acético. Así mismo, determinar de manera gráfica la constante de equilibro termodinámico de este electrón débil. INTRODUCCIÓN Ácido acético, suele ser llamado también ácido etanoico o ácido metilencarboxílico, es un ácido orgánico de dos átomos de carbono, se puede encontrar en forma de ion acetato. Su fórmula es CH3COOH (C2H4O2), siendo el grupo carboxilo le confiere las propiedades ácidas a la molécula. Este es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrios. MARCO TEÓRICO Electrolito débil Un electrolito débil es aquel que no está totalmente disociado. Típicos electrolitos débiles son los ácidos débiles y las bases débiles s. La concentración de iones en una solución de un electrolito débil es menor que la concentración de dicho electrolito. Para los ácidos y las bases la concentración puede calcularse cuando se conoce el valor o los valores de las constantes de disociación ácida. Para un ácido monopólico, HA, con una constante de disociación Ka, se puede obtener una expresión explícita para la conductividad como una función de la concentración, c, conocida como ley de dilución de Ostwald.
Ionización de un electrolito débil La constante de ionización de un electrolito débil, como el ácido acético Viene dada por la ecuación:
Siendo c la concentración del electrolito C ° = 1 mol/dm 3 la concentración estándar, α el grado de ionización y el coeficiente de actividad iónico medio, que en ausencia de electrolitos fuertes, es aproximadamente 1.
±
El grado de ionización de un electrolito débil, de concentración c, puede determinarse midiendo la conductividad k de la disolución, y viene dado por la ecuación
∧
= ∧∧ ∧
Siendo = k/c de la conductividad molar y 0 la conductividad molar límite, suma de las conductividades molares iónicas conocida como Ley de Kohlrausch
Solubilidad y producto de solubilidad En una disolución saturada de un electrolito poco soluble se verifica que
∧ = =∧0
Siendo S la solubilidad del electrolito. Esto permite calcular la solubilidad a partir de la conductividad k de la disolución saturada. El producto de solubilidad k ps, de una sal MA, cuyo equilibrio de solubilidad es
Viene dada por la ecuación
±
Siendo c+=c-=s la solubilidad de la sal, C ° = 1 mol/ dm3 la concentración estándar, y el coeficiente de actividad iónico medio, que puede calcularse mediante la ecuación de DebyeHückel
Donde A= 0.509, z + y z- las cargas de los iones, e I la fuerza iónica de la disolución, definida como:
Donde el sumatoria se extiende a todos los iones i presentes en la disolución.
MATERIALES Y REACTIVOS 9 matraces volumétricos de 100ml 5 vasos de precipitado 4 vasos de ensaye 1 conductimetro Balanza analítica Bureta de 25ml 1 matraz Erlenmeyer
Agua destilada Ácido acético Anaranjado de metilo
PROCEDIMIENTO -Calibración del conductimetro -Lavar el conductimetro con suficiente agua destilada -Colocar la solución patrón (KCl) en un tubo de ensayo e introducir el conductimetro (1M, 0.1M, 0.01M, 0.001M) -Verificar que la lectura del conductímetro sea igual a la especificada a la solución patrón a la temperatura ambiente. -Preparación de soluciones Soluciones de CH 3COOH
Concentración
Volumen
1M
250mL
0.2M
250mL
0.1M
250mL
0.05M
250mL
0.025M
250mL
Solución de NaOH 0.1 M, 0.1L Conocer la concentración real 10mL de NaOH en el matraz Erlenmeyer de 250ml Volúmenes gastados de ácido acético para calcular la concentración real Utilizar anaranjado de metilo como indicador Mediciones de la conductividad para cada dilución de CH 3COOH Enjuagar el electrodo con agua destilada y sumergirlo en un vaso de precipitados que contenga la disolución a evaluar. Después de la primera medición el electrodo se enjuaga nuevamente y se introduce en la siguiente Lavar con abundante agua destilada hasta obtener una lectura de 2µm o menos para el agua destilada. CÁLCULOS PARA LAS DISOLUCIONES Solución patrón de KCl
Datos P.M de KCl =74.5 g/gmol V= 100 ml =0.1L Fórmula Donde n = g/P.M. Despejando:
=
...= Por lo tanto para preparar una disolución de: Para 1M Para 0.1M
= 10.1(74.5) = 7.45 = 0.10.1(74.5) = 0.745
Para 0.01M
= 0.010.1(74.5) = 0.0745
Para 0.001M
= 0.0010.1(74.5) = 0.00745 Soluciones de CH 3COOH
Datos: P.M del CH3COOH = 60g/gmol ρ = 1.05g/ml V= 250ml = 0.250 ml Fórmula
Por lo tanto
Donde n = g/P.M. Despejando:
= =/ = ...=
Por lo tanto para preparar una disolución de: Para 1M
Para 0.2M
60 )=15 = 10.25( = 1.0515/ =14.2857
Para 0.1M
Para 0.05M
Para 0.025M
60 )=3 = 0.20.25( = 1.053/ =2.85714 60 )=1.5 = 0.10.25( = 1.053/ =1.42857 60 )=0.75 = 0.050.25( 5 =0.714285 = 1.00.57/ 60 )=0.35714 = 0.0250.25( = 1.0.05375 / =0.714285 RESULTADOS
Tabla 1 Concentración real
CH3COOH 1M 0.2 M 0.1 M 0.05 M 0.025 M
Concentración real 0.76 M 0.4 M 0.014 M 0.04 M 0.024 M
Conductividad 6200 3000 2100 1500 610
CÁLCULOS Con base a los datos obtenidos se reajustan los valores de concentracion del ácido acetico para poder calcular la conductividad molar y el grado de disociación con base a las fórmulas:
∆=ó = ∆∆0 ∆=390.7
Donde se obtienen los siguinetes resultados. Tabla 2 Conductividad molar
CH3COOH
Conductividad específica
µ
0.75 M 0.4 M 0.014 M 0.04 M 0.024M
6200 3000 2100 1500 610
Conductividad molar
∆ . 8266.66
21.15 19.19 383.92 95.98 65.054
7500.0 150000.0 37500.0 25416.66
∆=(6200 0.75 )=8266.66 ∆=(0.2100 014)=150000 ∆=. =25416.66 =21.15 = . . = =383.92 . = . . =65.95
Grado de disociación
∆=(3000 0.4 )=7500 ∆=(1500 0.04 )=37500 =19.19 = . = . =95.98
Determinación del coeficiente de actividad a diferentes concentraciones
donde
=1.7510−
1 1 ± = ( ) [ ]
2
2
1
Tabla 3 Grado de disociación
CH3COOH 0.75 M 0.4 M 0.014 M 0.04 M 0.024M
Grado de disociación
21.15 19.19 383.92 95.98 65.054
1.4532 1.0802 0.8964 0.7001 0.2381
±
1 1 0. 7 521. 1 5 ± − = ( 1.7510 ) [ ] =1.45
2 2 121.15 419.19] =1.080 ± = (12 1.7510−)12 [0.119.19 1 1 0. 0 14383. 9 2 ± − = (2 1.7510 )2 [ 1383.92 ] =0.8964 1 1 0. 0 495. 9 6 ± − = (2 1.7510 )2 [ 195.96 ] =0.7001 2465.054] =0.2381 ± = (12 1.7510−)12 [0.0165.054 A continuación se muestran los datos de concentración contra coeficiente de actividad de todos los datos. 1.6
y = 1.1706x + 0.5861 R² = 0.7133
1.4
1.4532
1.2 1.0802
1 0.8964
0.8
0.7001
0.6 0.4
0.2381
0.2 0 0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
Ilustración 1 Concentración contra coeficiente de actividad en 5 puntos
0.7
0.8
A continuación se muestra el mismo gráfico omitiendo el tercer punto.
1.6 y = 1.4094x + 0.4401 R² = 0.871
1.4 1.2 1 0.8 0.6 0.4 0.2 0 0
0.1
0.2
0.3
0.4
0.5
0.6
0.7
Ilustración 2 Concentración contra coeficiente de actividad en 4 puntos
0.8
DISCUCIÓN Con respecto al grado de disociación de las soluciones, es posible ver en la tabla 2, donde se muestran los valores obtenidos de distintas concentraciones, que se cumple con la ley de Dilución de Ostwald, que menciona que, a medida que disminuye la concentración, aumenta el grado 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 coeficiente de correlación R^2 es de 0.7104. Sin embargo, si se omite el tercer punto se obtiene una línea con un mejor coeficiente de correlación de 0.8796, de donde se pueden tener valores más cercanos al esperado. A partir de este ajuste se obtiene una constante de equilibrio de 1.4909 que a comparación del obtenido en el gráfico 1 de 1.1706 queda aún más alejado del valor buscado en bibliografía de 1.75 Si bien es cierto que este error es significativo porque se trata de un método bastante preciso en la medición del coeficiente de actividad y la constante de equilibrio termodinámico, por esto, es necesario mencionar algunas fuentes de error importantes. Una de las principales fuentes de error fue el conductímetro utilizado. Ya que es un equipo que es usado desde hace mucho tiempo y puede que haya perdido exactitud en el electrodo 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. Otra importante fuente de error procede también de la medida de la conductividad, pues el instrumento es bastante sensible a posibles 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. 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 verdadera y tener valores más exactos y precisos
CONCLUSIONES Se pudo determinar el coeficiente de actividad iónico del ácido acético mediante un cálculo analitico de las soluciones preparadas y la medicón de conductividad. Se pudo determinar de manera gráfica la constante de equilibro termodinámico de esta solución electrolitica débil. Las soluciones obedecen a la ley de disolución de Ostwald, ya que el grado de disociación aumentaba mientras la concentración se hace menor.
REFERENCIAS L E V I N E . I , F í s i c o Q u í m i c a , C u a r t a e d i c i ó n . E d i t o r i a l M c G r a w Hill, 1996 ELECTROLÍTICA, C. (2017 de Octubre de 2017). Conductividad Electrolítica .Aplicaciones . Obtenido de https://alojamientos.uva.es/guia_docente/uploads/2013/472/45942/1/Documento16.pdf
