REPÚBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA UNIVERSIDAD DEL ZULIA FACULTAD EXPERIMENTAL DE CIENCIAS DIVISIÓN DE ESTUDIOS BÁSICOS SECTORIALES DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
SOLUBILIDAD DEL ÁCIDO BENZOICO Y DETERMINACIÓN DE SU CALOR DE SOLUCIÓN
Elaborado por: Br. Glodualdo Jesus Roca Loaiza CI: 24255787 Maracaibo, Noviembre de 2014.
RESUMEN
En el siguiente informe se presenta los resultados arrojados en la práctica N° 1 la cual tiene por objetivo: determinar la solubilidad del Ácido Benzoico como una función de la temperatura, y evaluar a partir de una grafica (ln S Vs 1/T) su calor de disolución (∆disHm), esto a distintas temperaturas 70 °C, 60 °C, 50 °C, 35 °C, 25 °C, usando el volumen gastado en la titulación de la solución madre (Ácido Benzoico agua) con NaOH a 1,006 M, y así calcular su solubilidad. A partir de los datos experimentales se construyo una grafica y se calculo el calor de disolución molar experimental a partir de su pendiente.
INTRODUCCIÓN
Dependiendo de la naturaleza de las especies y variables como la temperatura y la presión, es posible dispersar uniformen mente una especie química en otra, y tener así una disolución, en esta se pueden identificar dos elementos, uno en menor proporción “el soluto”, y otra en mayor proporción con respecto a la anterior, es decir, “el solvente”. 1 La practica N° 1 tiene por finalidad demostrar el efecto de la temperatura en la solubilidad del soluto, en este caso de Ácido Benzoico (soluto) en agua (solvente), como se mencionó anteriormente, existe una estrecha relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente presentes en una disolución, a esto se le llama solubilidad; definida como “la cantidad máxima
de soluto que puede disolver una
cantidad dada de solvente a una cierta temperatura”. 2 Una vez alcanzado este punto se está en presencia de una disolución saturada, donde existe un equilibrio dinámico entre el soluto en disolución, y una cantidad de soluto no disuelto (en exceso), en este caso al agregar más soluto, este precipitara inmediatamente al no ser el disolvente capaz de disolver mas moléculas de soluto. Por lo tanto se podría aumentar o disminuir la solubilidad si se varía la temperatura de la disolución, relación que viene descrita por:
(1) Donde S denota la solubilidad del soluto en cuestión, ∆disHm diferencial de la entalpia de disolución molar, T la temperatura de trabajo y R es la constante de los gases ideales. Una ecuación alternativa es:
(2) Observe que esta relación permite obtener ∆disHm a partir de la pendiente de la recta tangente a una curva de s en función de T. Integrando la ecuación (2) evaluada entre dos temperaturas, y considerando despreciable la variación de la entalpía se obtiene:
(3) Según la ecuación (3), un gráfico de ln(s) en función de 1/ T debería ser una recta de cuya pendiente podría obtenerse ∆disHm.3 Teniendo en cuenta lo expuesto con anterioridad, se realizo un estudio con el fin de demostrar experimentalmente, la influencia de la temperatura en el estado de equilibrio de una solución saturada de Ácido Benzoico y agua (solución madre), y además determinar la naturaleza exotérmica o endotérmica del proceso, basándose en los datos arrojados por la grafica construida.
PARTE EXPERIMENTAL
Se armó el baño de agua termotatizado y se controló inicialmente su temperatura a 70 °C. Se agregaron 500 ml de agua destilada en un vaso de precipitado y se colocó el mismo, en la plancha de calentamiento hasta hervir. En un Erlenmeyer de 500 ml, se pesaron 4 g de ácido Benzoico, los cuales se disolvieron en 250 ml de agua destilada previamente hervida. Se llevó la solución al termostato hasta la estabilización de la temperatura de la solución madre con la temperatura del baño termotizado. Se tomaron tres alícuotas de 10 ml las cuales se vertieron en 3 Erlenmeyers de 125 ml. Por último se titularon las muestras con una solución de hidróxido de sodio 0,1 M (previamente valorada con 0,2g de biftalato de potasio (C8H5KO4) aproximadamente empleando fenolftaleína como indicador. Se anotó el volumen gastado de NaOH
para cada
experimento. Observación: El procedimiento descrito anteriormente, se repitió variando la temperatura de forma de decreciente: 60, 50, 35 y 25°C.
RESULTADOS Y DISCUSIÓN
En la tabla N°1 titulada “Estandarización de Hidróxido de Sodio NaOH” se expresan la concentración de NaOH, en términos de volumen consumido en una valoración Ácido base, usando como patrón primario biftalato de potasio, observe que la concentración promedio es de 0,1006 M y esta presenta un error del 0,72%, mucho menor al 5% por lo que se puede asegurar que se está en presencia de un estudió con un alto grado de exactitud. Este error se puede atribuir a la naturaleza no ideal del proceso, tanto de las reacciones como del medio en la que estas transcurrieron, así como también a sobrepasar el punto de viraje en la titulación.
Tabla N° 1: Estandarización de Hidróxido de Sodio NaOH. Masa. (g)
Vol. (ml) NaOH
C8H5O4K 0,201 0,243 0,214
Concentración de
Promedio. (M)
NaOH. (M) 9,8 11,7 10,5
0,1004 0,1017 0,0997
1,006
En la tabla N °2 titulada “Titulación del Ácido Benzoico con hidróxido de sodio a distintas temperaturas” (Ver Anexo N°5). Están tabulados los volúmenes necesarios para alcanzar el viraje (incoloro - rosa) de la fenolftaleína, en la titulación Ácido-base de 10 ml de solución madre de Ácido Benzoico [C 6H5COOH] con Hidróxido de Sodio [NaOH] previamente estandarizado (0,1006 M), a las temperaturas de 70°C, 60°C, 50°C, 35°C y a temperatura ambiente, con el fin de conocer los moles que reaccionan del C6H5COOH y así determinar su solubilidad a las temperaturas de trabajo. Nótese que a medida que incrementa la temperatura aumenta el volumen [NaOH] necesario para alcanzar el viraje, esto se puede explicar al usar el principio de Le Châtelier de
modo que se considera al calor como un reactivo para las reacciones endotérmicas (que absorben calor) y como un producto para aquellas exotérmicas (que liberan calor). Endotérmica:
Reactivos + calor
Exotérmica:
Reactivos
productos productos + calor
“Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio aumenta, el sistema reacciona como si se adicionara un reactivo a una reacción endotérmica o un producto a una reacción exotérmica. El equilibrio se desplaza en el sentido que consume el reactivo en exceso (o producto), es decir el calor”.4 C6H5COOH + NaOH
C6H5COO-Na + H2O
En esta reacción al aumentar la temperatura (70°C) el equilibrio tiende a la izquierda consumiendo reactivos, en otras palabras, consumiendo mayor cantidad de NaOH en la titulación, caso contrario al disminuir la temperatura (25°C) el equilibrio se desplaza hacia el consumo de los productos. En la tabla 3 titulada “relación temperatura y solubilidad” están tabulados los promedios de la solubilidad experimental del Ácido Benzoico en agua, expresadas como (mol de soluto /kg de solvente), con el fin de evitar trabajar en unidades que dependan de la temperatura, como lo es el volumen. Además se expresa el promedio de las temperaturas de trabajo, que corresponden a los 70°C, 60°C, 50°C, 35°C, y temperatura ambiente, y además expresadas como 1/T en K, y el logaritmo natural de la solubilidad experimental. En esta tabla se puede apreciar de manera más directa como al aumentar la temperatura de las aguas madre aumenta la solubilidad.
T teórica (°C) 70
Promedio: T experimental (°C)
Promedio: 1/T (K)
Promedio: S (mol/kg)
Promedio: Ln S
70,25
2,912x10-3
0,1006002
-2,2971
58
3,064x10-3
0,0866392
-2,4490
50,05
3,09x10-3
0,0772077
-2,5671
34,5
3,25 x10-3
0,0447639
-3,1260
60 59 35 25 24,6 3,362x10-3 0,028834 -3,5463 Tabla N° 3: relación temperatura y solubilidad
En la tabla N°4 titulada “datos de análisis y regresión lineal”. Están tabulados el coeficiente de correlación lineal para la
grafica construida a partir de los datos
presentados en la tabla anterior (ver grafica N° 1 y N° 2), este tiene un valor de 0,945 lo que indica que el experimento tiene un buen ajuste experimental, además se muestra la pendiente de la recta de regresión con un valor de -2917, con el cual se calculo El calor de disolución molar (experimental), y así compararlo con El calor de disolución molar (teórico). Nótese que el calor de disolución molar experimental es muy cercano al teórico, por lo que se puede asumir que en términos de repetitividad, la experiencia puede usarcé como referencias para estudios posteriores, esto es considerando el erro relativo obtenido de 0,312%. Es importante identificar las fuentes de error, entre estas
están el carácter no ideal del proceso, de los reactivo, y el ambiente, pues no se trabajo en condiciones isotérmicas o isobáricas, además como anteriormente se menciono la tendencia a sobrepasar el punto final de la titulación es muy alta, al usar un indicado acido-base.
Dado que el calor de disolución molar experimental es positivo se asegura que la disolución de Ácido Benzoico en agua es un proceso endotérmico, teniendo esto sentido, ya que el ácido Benzoico para solubilizarse necesita absorber calor del sistema para aumentar su energía cinética y provocar que vaya disminuyendo de forma progresiva su compacidad como sólido.
Ecuación de la
Pendiente
recta Y = -2917X + 6,350
-2917
∆disHm
∆disHm
Coeficiente de
(exp)
(teo)5
correlación (r2)
24,252
24,328
0,945
kJ/mol
kJ/mol
Erro r. 0,312%
Tabla N°4: datos de análisis y regresión lineal.
La grafica N° 1 (ver Anexo) muestra una relación casi lineal entre el promedio de la solubilidad experimental expresada en mol/kg y el promedio de la temperatura expresada en °C, con un coeficiente de correlación de 0,9842 que señala un buen ajuste experimental. A su vez la grafica N° 2 (ver anexo) expresa una relación de carácter lineal entra el promedio del ln S, y el promedio del inverso de la temperatura en K muestra características similares. Anexos:
1) Ejemplo del cálculo de la solubilidad:
Ln(S) = Ln (0, 09557) = -2,3478 2) Cálculo de la Entalpía molar de solución (∆disHm): a) ∆disHm = -Ln(S) × R × T b) ∆disHm = 242519J/mol
∆disHm = -m×R ∆disHm = -(-2917)×8,314J/molº ∆disHm = 24,252 kJ/mol
3) Cálculo del error absoluto. Eab = | Xexp – Xteo | → Eab = | 24,252 - 24,328 | = 0,076
Grupo 1
Grupo 2
Grupo 3
T °C
Vol.
Mol
T °C
Vol.
Mol
T °C
Vol.
mol
T °C
70
NaOH 9,5
9,557x10-4
69
NaOH 10,3
1,0361x10-3
70
NaOH 10,0
1,006x10-3
72
58
7,9
7,947x10-4
60
8,25
8,288x10-4
56
9,7
9,758x10-4
58
50
9
9,054x10-4
50
7,7
7,746x10-4
52
7,3
7,343x10-4
50
34
5,8
5,834x10-4
35
3,8
3,822x10-4
35
3,5
3,521x10-4
34
24
2,8
2,816x10-4
24
2,9
2,917x10-4
Tabla N° 2: Titulación del Ácido Benzoico con hidróxido de sodio a distintas temperaturas.
25
Nota: Esta tabla expresa los datos arrojados por la experiencia de cada grupo que conforma la sección 003 del laboratorio de Fisicoquímica I.
Grafico N°1: solubilidad del acido benzoico como función de la temperatura.
Grafico N° 2: ln solubilidad de acido benzoico respecto al inverso de la temperatura.
CONCLUSIÓN.
1.- El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto como del disolvente. También depende de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, de la presión. 2.- Al incrementar la temperatura del ácido benzoico la solubilidad del mismo aumenta, pero si se disminuye la temperatura del sistema la solubilidad del ácido benzoico disminuye drásticamente. 3.- Cuando la temperatura de un sistema en equilibrio aumenta, el sistema reacciona como si se adicionara un reactivo a una reacción endotérmica o un producto a una reacción exotérmica. 4.- Cuando se produce un aumento en la temperatura, altera la energía cinética de las moléculas se altera, y por tanto, se modifica el equilibrio entre las tendencias opuestas de disolución y cristalización que están en acción en una solución saturada. 5.- Las sustancias con fuerzas de atracción intermoleculares similares tienden a ser solubles entre sí.
6.- El calor absorbido cuando se disuelve un mol de un soluto en un disolvente a presión constante es denominado entalpia molar de disolución, ∆Hºdisolución. 7.- La entalpía de disolución, como en este caso, tiene un valor positivo si cuando se forma la disolución se absorbe calor (endotérmico). Y, será negativo si, por el contrario, se liberara calor cuando se forma la disolución (exotérmico).
REFERENCIAS
1.- Levitt B.P.1979. Química Física Práctica de Findlay. Editorial Reverte. 9na Edición. España. Página: 166. 2. - Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E. Burstend, Catherine J. Murphy, 2009. Química la Ciencia Central. Editorial Pearson Prentice Hall. 11va Edición. Páginas: 535 – 541. 3. - Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay, Bruce E. Burstend, Catherine J. Murphy, 2009. Química la Ciencia Central. Editorial Pearson Prentice Hall. 11va Edición. Página: 651. 4.- Ritter L. Howard. 1956. Introducción a la Química. Editorial Reverte, S.A. 1era Edición. Página: 61. 5. - CRC Handbook of Chemistry and Physics. 93rd Edition. 2012 - 2013.
