Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán
Ingeniería Química Laboratorio de Superficies y Coloides Informe Experimental #5 “Determinación de la energía libre estándar de micelización” Presenta: Mendiola Román Hugo César
Profesora: María del Rosario Rodríguez Hidalgo Grupo: 2501-A
Cuautitlán Izcalli, Estado de México a 9 de marzo del 2015 Objetivos: Comprender que es un agente tensoactivo y conocer sus propiedades fisicoquímicas en forma general. Comprender el significado de micela y conocer las diferentes formas y estructuras micelares. Calcular la concentración micelar crítica (CMC). Determinar la Energía Libre Estándar de Micelización. Calcular la Constante de Equilibrio de Micelización. Introducción: Desde principio de este siglo hasta el presente, el proceso de asociación reversible de moléculas anfifílicas, es decir, moléculas que poseen en su estructura química grupos hidrófobos e hidrófilos, ha despertado un amplio interés, por sus aplicaciones prácticas, lo que ha sido objeto de numerosas investigaciones. Uno de los primeros investigadores que estudiaron este fenómeno fue McBain, quien constató el hecho de que las moléculas de tensoactivo disueltas en agua podían agregarse de un modo reversible, dando el nombre de micelas a estos agregados. Sin embargo, no será hasta la década de los años treinta cuando Hartley establece las características estructurales básicas de las micelas formadas por moléculas de tensoactivo. Las numerosas investigaciones llevadas a cabo han puesto de manifiesto que los tensoactivos sintéticos pueden dar origen a micelas globulares o alargadas. Independientemente de la forma de las micelas, éstas consisten en un núcleo formado por los grupos hidrófobos, conteniendo una pequeña cantidad de agua, y rodeado de una corteza constituida por los grupos hidrófilos que se extienden en el medio acuoso. Resulta difícil de explicar cómo las cadenas hidrocarbonadas, relativamente rígidas y que constituyen el grupo hidrófobo en la mayoría de los tensoactivos, pueden llenar de forma uniforme el espacio más o menos esférico o cilíndrico correspondiente al núcleo de las micelas. Las micelas más comunes corresponden a las que tienen forma esférica y un número de asociación generalmente comprendido entre 50 y 100 moléculas de tensoactivo. Este tipo de micelas suele tener una distribución de tamaños estrecha.
Cuando a mediados de siglo se comenzaron a sintetizar copolímeros de bloque y de injerto con un carácter anfifílico, se observó que estos polímeros tenían la capacidad de formar agregados estables en determinados disolventes orgánicos. Estos disolventes presentaban la característica de ser buenos disolventes para uno de los bloques y precipitantes para el otro, por lo que recibieron la denominación de "disolventes selectivos", que será la que utilicemos aquí. Fueron Merrit y, posteriormente, Benoit el al, quienes argumentaron que estos agregados presentaban una estructura similar a las micelas formadas por tensoactivos convencionales y, por analogía, recibieron la misma denominación. Los surfactantes no iónicos han despertado un gran interés en la industria por sus usos para la recuperación de aceites y petróleo, portadores de drogas, catálisis química, flotación de espumas, como modelo de reacciones enzimáticas, para la obtención de pequeñas partículas coloidales o para la solubilización de sustancias insolubles en líquidos. Todas estas aplicaciones se derivan de la formación en el medio de unas partículas denominadas micelas, originadas por la asociación delas moléculas.
Procedimiento experimental “Determinación de la energía libre estándar de micelizacion”
Se lavó perfectamente el material de vidrio y secar el agua remanente
Se vaciaron los 50 mL dfe la solucion de tensiactivo al tensiómetro capilar haciendo coincidir la solución con el cero del tubo capilar.
Se determinó la altura para cada solución de tensoactivo de lauril sulfato de sodio que asciende por el tubo capilar, comenzando de la mas diluida a la más concentrada.
Se preparó 50 mL de cada una de las disoluciones de lauril sulfato de sodio a partir de la solucion 0.1M.
Se determino el radio del tubo capilar del tensiómetro con agua destilada.
Se determinó la densidad de las soluciones de tensiactivo, anotar la temperatura de trabajo.
Se colocó en el tubo de ensayo la cantridad de solucion de lauril sulfato de sodio para medir la conductividad, empezar con la solucion mas diluida a la mas cocnentrada.
Se enjuagó el electrodo del conductimetro con agua destilada antes ydespues de cada medicoon. secar el electrodo con papel absorbente.Se repitio dicho procedimeinto cada vez que cambie la concetracion.
Se hicieron los cálculos necesaqrios para obtener el valor de la tensión superficial de las soluciones de tensoactivo.
Resultados Experimentales: Concentración de tensoactivo [M] 0.0 0.002 0.004 0.006
Conductividad (Siemens) 0.00000196 0.0000728 0.0001895 0.000254
Altura (cm) 7 6.6 4.7 4.3
Densidad (g/cm3) 1.0078 1.0039325 1.00378 1.003515
Tensión superficial (dina/cm) 78.6 68.2436 48.5953 44.4478
0.01 0.02 0.04 0.06 0.1
0.000369 0.000562 0.000967 0.001255 0.00215
3.7 3.6 3.5 3.4 3.3
1.00355 1.0057225 1.0058925 1.00665 1.007675
38.2471 37.294 36.2602 35.2545 34.2625
Gráfica 1. Conductividad específica en función de la conentración 0
0
0
0
0
0
Conductividad Especifica 0
0
0
0
0
0
0
0.01
0.02
0.03
0.04
0.05
0.06
Concetración (M)
0.07
0.
Gráfico 2. Tensión Superficial en funcón de la concentración 80
70
60
50
Tíensión Superficial (dina/cm)
40
30
20
10
0
0
0.01
0.02
0.03
0.04
0.05
Coentracion (M)
0.06
0.07
0
1.01
1.01
1.01
1.01
1.01
1
1
1
1
0
0.01
0.02
0.03
0.04
0.05
0.06
0.07
A partir de una solución de Lauril sulfato de sodio con una concentración de 0.1M, se fueron tomando 50mL para preparar otras soluciones a diferentes concentraciones. Se calcularon y graficaron distintos parámetros o propiedades físicas, como fueron la tensión superficial, la densidad, y la conductividad eléctrica del Lauril Sulfato de sodio en solución bien conocido como un tensoactivo ya que como se muestra en la figura contiene una parte polar y una apolar. Se obtuvieron las pendiente entre los valores experimentales de cada una de las propiedades y tenemos que la concentracion micelar critica es de 0.01 M, esto también se puede observar mediante las gráficas, pero se optó por un método analítico para facilitar la comprensión de dicho concepto mediante el análisis pertinente. El valor reportado en la literatura de concentración micelar critica del lauril sulfato de sodio es de 0.0082
0.08
Ahora se graficara la resistividad especifica en función de la concentración, pero sabiendo la siguiente relación κ=
1 ρ
Donde κ es la conductividad específica y ρ la resistividad especifica. Se obtuvieron las pendientes entre los valores experimentales y se obtuvo que la concentracion micelar crítica se tiene en 0.01M, es donde se mientras un cambio de pendiente significativo.
Gráfico 4. Resistividad en función de la concentración 14000
12000
10000
8000
Conductividad específica (Ωm) 6000
4000
2000
0
0
0.01
0.02
0.03
0.04
0.05
0.06
Concentración (M)
Para calcular la energía libre de micelizacion se calculara la teórica y la experimental, nuestra concentración micelar critica experimental es la misma sin importar mediante que propiedad se obtuvo. Se utilizara la siguiente ecuacion. Δ G=RT ln C . M .C . Se trabajó a una temperatura de 23°C Se calculara la energía libre de micelizacion teórica Δ G=(8.314
J J )(296 K )ln ( 0.0082 )=−11821.44259 K ∙mol mol
Se calculara la energía libre3 de micelizacion experimental
0.07
ΔG=(8.314
J J )(296 K )ln ( 0.01 )=−11333.06594 K ∙mol mol
El porcentaje de error para dicho experimento se calcula a partir de la siguiente relación J J −11821.44259 − −11333.06594 | mol | | mol| error = ( 100 )=4.31 J |−11821.44259 mol| El valor es confiable debido a que se tienes un error menor al 5%. Para calcular la constante de equilibrio utilizáremos la siguiente relación matemática, partiendo de la siguiente expresión ∆ G=−RT ln K eq Despejando nos queda de la siguiente forma K eq =e
−∆ G RT
Obtendremos la constante de equilibrio de micelizacion experimental y teórica Primero calcularemos la constante de equilibrio teórica J ) mol J (296 K )(8.314 ) K ∙ mol −(−11821.44259
K eq =e
=121.9512198
Ahora calcularemos la constante de equilibrio experimental J ) mol J (296 K )(8.314 ) K ∙ mol −(−11333.06594
K eq =e
=100.0000001
Los parámetros termodinámicos involucrados en lo que se conoce como Micelización, son de gran importancia al ser calculados ya que los resultados que se obtengan de ellos en base a la experimentación podrán darnos un panorama claro de las características de la sustancia tensoactiva con la que se esté trabajando, una de dichas características que podemos mencionar es la importancia de concentración a la cual se forman las micelas y que se denomina “concentración micelar crítica" de importancia tal que es la concentración en la cual ocurren los cambios fisicoquímicos. Las micelas en los agentes tensoactivos tienen distintas aplicaciones en la industria como en la industria farmacéutica de esta es muy conocida el agua micelar o de micelas que es un producto cosmético de limpieza facial, mejor conocido como desmaquillante. Dicho producto no reseca la piel, ni la deja grasa. En las bebidas ya sean o no gaseosas poseen saborizantes los cuales son en general esencias orgánicas insolubles en agua cuya estabilización asegura la presencia de micelas de surfactantes biocompatibles. En los últimos estudios se ha mostrado que la utilización del poder solubilizante delas micelas extrae ciertas sustancias contaminantes aún si estando en una concentración muy baja, una vez que el
contaminante se asocia a las micelas se produce en una ultrafiltración de la solución micelar esto permite recuperar el solvente acuoso ya purificado. Se utiliza en los detergentes donde en la acción de este se encuentra solubilización micelar ya sea en el centro de las micelas o en la superficie influyendo en la eliminación de la suciedad. También se usa en los procesos de coagulación de la leche para la producción de quesos, la Kcasein de las micelas de caseína son hidrolizadas por el cuajo condichos cambios producidos por la alteración enzimática de las micelas se vuelven susceptibles a agruparse formando un gel en base a una red tridimensional de las micelas. Al aumentar la temperatura, la solubilidad de los surfactantes iónicos tiende a aumentar. Este argumento es relativamente lento. Sin embargo, a partir de una cierta temperatura, llamada temperatura de Kraft, se observa que la solubilidad aumenta muy rápidamente y pueda llegar a una miscibilidad en todo el rango de composición unos pocos grados después. Esto indica que el modo de solubilidad del surfactante cambia a la temperatura de Kraft, de solubilidad monomolecular, pasa a ser una solubilización micelar. Por lo tanto la temperatura de Kraft corresponde al punto donde la solubilidad del surfactante alcanza su CMC. Debajo de la temperatura de Kraft, el surfactante no es bastante soluble para que este en concentración suficiente como para formar micelas, y el equilibrio se hace una solución monomolecular y el surfactante sólido precipitado, ya que la temperatura de Kraft corresponde al punto de cruce de la curva de solubilidad y la curva de CMC en función de la temperatura ,depende de cualquier efecto susceptible de afectar al CMC, así se observa que la temperatura de Kraft aumenta con la longitud del grupo lipofílico del surfactante ,en cuanto al efecto delos electrolitos, es más difícil interpretar, ya que afectan tanto la CMC como la curva de solubilidad. Según el efecto que domina se produce un aumento de solubilidad. No es posible calcular este valor debido a que el valor de la temperatura de Kraft, no es el valor de la concentración crítica; es decir al aumentar la concentración la temperatura Kraft no lleva ninguna relación con esta ni en el punto crítico esta es conforme al cambio de fase solamente se determina en un punto en el que se vela parte o hidrófila o bien la hidrófoba de la solución en cuestión. Para calcular las otras propiedades termodinámicas se parte de la siguiente relación en forma general ∆ G °=∆ H °−∆ S ° T ∆ G °=RT ln CMC
RT ln CMC=∆ H ° −∆ S ° T CMC=¿
∆H ° ∆S ° − RT R ln ¿
Para las micelizaciones con números de asociación altos (n> 50) en la zona próxima a la concentración micelar crítica (CMC), y si no depende de la temperatura, (es decir, cuando el número de asociación pueda considerarse constante en un intervalo de temperaturas dado).Del análisis de estas ecuaciones podemos deducir que de la dependencia de la CMC (expresada en molaridad) con la temperatura o de la dependencia de la TCM. Con la
concentración, gracias a la equivalencia de las parejas T/CMC y TMC/concentración, podremos obtener las principales magnitudes termodinámicas estándar (por mol) del proceso de micelización: la entalpía (ΔH°), la entropía (ΔS°) y la energía libre de Gibbs (ΔG°). La representación más habitual es del tipo ln (c) en función del inverso de la TMC, que se ajusta a una recta cuya pendiente nos proporciona el valor de la entalpía estándar de Micelización y que permite determinar el valor de la energía libre de Gibbs a una determinada temperatura a partir del valor de ln(CMC) a dicha temperatura. Conclusiones A partir de los resultados obtenidos se pudo concluir que efectivamente hubo una formación micelar en una concentración dada, afectando nuestras mediciones y que fue reflejada en las gráficas realizadas obteniendo así a partir de estos resultados el valor de la CMC aproximada, tomando en cuenta las gráficas de la tensión superficial, densidad, conductividad específica y resistividad especifica en función de la concentracion, este valor se determinó por el cambio de pendientes entre los puntos experimentales que se observa en las gráficas, este valor coincide en ambos casos y fue alrededor de 0.01.Por lo tanto se cumplieron los objetivos ya que se pudo determinar un valor de la CMC promedio de las propiedades antes mencionadas. Bibliografía
I.N. Levine. (1996). "Fisicoquímica". Ed. Mc Graw Hill. Castellan, G.W (1987). Fisicoquímica Segunda Ed. Addison - Wesley. Iberoamericana, 2000. Toral, M. T. (1973). Fisicoquímica de superficies y sistemas dispersos. Urmo España. P.W. Atkins, J. De Paula, QUIMICA FISICA, 8ª Ed. (en castellano), Editorial Panamericana, 2008.
