Pratica 5 Termo Esiqie

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas LABORATORIO DE TERMODINÁMI LABORATORIO TERMODINÁMICA CA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUIMICO: VARIACIÓN DE LA TEMPERATURA ESTUDIO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO AL AUMENTAR LA TEMPERATURA DE REACCION EN UNA MEZCLA ÁCIDA

INTEGRANTES    

LAZCANO QUINTANA ENRIQUE CRISTOFER MARTÍNEZ GARCÍA ANGEL FRANCISCO VAZQUEZ SANCHEZ JORGE JESÚS VEGA MARTÍNEZ GERSSON YOHNATAN

PROFESORA 

IRMA RODRIGUEZ HERNANDEZ

GRUPO: 2IV46

EQUIPO: 4

Objetivos 

Calcular la constante de equilibrio de un ácido débil (ion acetato) en base de la teoría de Bronsted-Lowry.



Determinar el grado de acidez o alcalinidad de nuestra sustancia (pH).



Establecer la entalpia y entropía del sistema a partir del cálculo previo de la constante de disociación de una solución acida.

Introducción El pH es una medida de la acidez o de la alcalinidad de una sustancia.

Escala de pH Los ácidos y las bases tienen una característica que nos deja poder medirlos, es la concentración de los iones de hidrógeno. Los ácidos fuertes tienen altas concentraciones de iones de hidrógeno y los ácidos débiles tienen concentraciones bajas. El pH entonces es un valor numérico que expresa la concentración de iones de hidrógeno. Hay centenares de ácidos - ácidos fuertes como el ácido sulfúrico, que puede disolver los clavos de acero y ácidos débiles como el ácido bórico, que es bastante seguro de utilizar como lavado de ojos. Hay también muchas soluciones alcalinas, llamadas " bases ", las soluciones alcalinas suaves como la Leche-De-Magnesia, que calman los trastornos del estómago y las soluciones alcalinas fuertes como la soda cáustica o hidróxido de sodio que puede disolver el cabello humano. Los valores numéricos verdaderos para estas concentraciones de ion de hidrógeno son típicamente una fracción muy pequeña EJ 1/10.000.000. Debido a que éste es un número incómodo con el que trabajar, una escala única fue ideada. La escala creada utiliza el logaritmo negativo de la concentración del ion de hidrógeno (o actividad) para las soluciones ácido y básico. Los valores leídos en esta escala se llaman las medidas del "pH".

Los números a partir del 0 al 7 en la escala indican las soluciones ácidas, y 7 a 14 indican soluciones alcalinas. Cuanto más ácida es una sustancia, más cercano su pH estará a 0; cuanto más alcalina es una sustancia, más cercano su pH estará a 14.

¿Cómo se mide el pH? Una manera simple de determinarse si un material es un ácido o una base es utilizar papel de tornasol. El papel de tornasol es una tira de papel tratada que se vuelve color de rosa cuando está sumergida en una solución ácida, y azul cuando está sumergida en una solución alcalina. El método más exacto y comúnmente más usado para medir el pH es usando un medidor de pH (potenciómetro) y un par de electrodos. Un medidor de pH es básicamente un voltímetro muy sensible, los electrodos conectados al mismo generarán una corriente eléctrica cuando se sumergen en soluciones. Un medidor de pH tiene electrodos que producen una corriente eléctrica; ésta varia de acuerdo con la concentración de iones hidrógeno en la solución. La principal herramienta para hacer las mediciones de pH es el electrodo de bombilla de vidrio. Tal vidrio tiene una composición especial, sensible a los iones hidrógeno. Un tipo de voltímetro conectado a los electrodos relaciona con el pH la corriente eléctrica producida en la membrana de vidrio. Para cerrar el circuito y brindar una referencia estable y reproducible, se requiere un segundo electrodo. El medidor debe estar calibrado con una solución de pH conocido, llamada "amortiguador" (también solución tampón o buffer) Los amortiguadores resisten las variaciones de pH y tienen valores de pH específicos a temperaturas determinadas.

Teoría de Bronsted-Lowry En 1923, los químicos J. Bronsted (danés) y Lowry (inglés) propusieron de manera separada un nuevo concepto sobre el comportamiento de los ácidos y las bases. Esta teoría no se contrapone con la Arrhenius, sólo la hace extensiva para aquellas sustancias en fase gaseosa o que no se encuentran en disolución acuosa. La teoría de Bronsted-Lowry propone: un ácido es cualquier sustancia que puede donar un protón y una base es cualquier sustancia que puede aceptarlo.

Los ácidos son sustancias que se ionizan en agua liberando iones H+. HCl(ac) →

H+(ac)

+

Cl-(ac)

Las bases son sustancias que se ionizan en agua liberando iones hidroxilo OH-. NaOH(ac)

→

Na1+(ac)

+

OH1-(ac)

La reacción de neutralización entre un ácido y una base produce una sal y agua, porque los iones hidrógeno e hidroxilo se unen para formarla. HCl(ac)  +

NaOH(ac) →  NaCl (ac)

+

H2O(l)

Procedimiento experimental

1

2

•

Preparar una solucion de acido acetico en una concentracion 0.1M.

•

Montar el equipo como se muestra en la imagen.

•

3 •

4

Calibrar el medidor de pH utilizando las soluciones buffer de pH 4 y pH 7 (solo en caso de que el profesor lo indique**).

•

5 •

6

•

7

Llenar un vaso de precipitados con 50 ml de acido acetico utilizando una pipeta de 50 ml.

Tomar las mediciones del pH a partir de la temperatura minima (Tamb), esperando por lo menos 10 segundos para qeu el medidor de pH tome el valor.

Comenzar el calentamiento del acido mediante una parrilla de agitacion y calentamiento teniendo cuidado de no aumentar la temperatura subitamente y que no hierva la solucion; agitar constantemente con la ayuda del agitador magnetico. Emplear la misma tecnica para medir el pH de 10 diferentes temperaturas que van desde Tamb a 90 °C.

Despues de tomar el pH en cada punto determinado de temperaturas, repetir el procedimiento dos veces mas para que se pueda tener tres diferentes ensayos y con esto determinar la incertidumbre de las mediciones.

Tabla de datos experimentales Temperatura 29 33 37 41 45 49 53

1) 2) 3) 4) 5) 6) 7)

pH 2.90 2.85 2.83 2.82 2.78 2.76 2.72

Concentración

CH3COOH(ac)

+ H2O

CH3COO- ac)

+ H3O+

Inicial

0.1

---

0

0

Reacciona

-x

---

x

x

Equilibrio

0.1 - x

---

x

x

Cálculos y resultados    = . = + ; + = − ; + = 

1 + = 10−

;

+ = 10−.

;

2 + = 10− ; + = 10−. ; 3 + = 10− ; + = 10−. ; 4 + = 10− ; + = 10−. ; 5 + = 10− ; + = 10−. ; 6 + = 10− ; + = 10−. ; 7 + = 10− ; + = 10−. ;

− 1.26 10 = 0.11.26 10− ; =1.61 10− −  1.41 10 + −  = 1.41 10   ; = 0.11.41 10− ; =2.02 10− −  1.48 10 + −  = 1.48 10   ; = 0.11.48 10− ; =2.22 10− −  1.51 10 + −  = 1.51 10   ; = 0.11.51 10− ; =2.32 10− 1.66 10− ; =2.80 10− + = 1.66 10−  ; = 0.11.66 10− 1.74 10− ; =3.08 10− + = 1.74 10−  ; = 0.11.74 10− 1.91 10− ; =3.72 10− + = 1.91 10−  ; = 0.11.91 10−

+ = 1.26 10−  ;

T (°C) 29 °C 33 °C 37 °C 41 °C 45 °C 49 °C 53 °C

T (K) 302.15 K 306.15 K 310.15 K 314.15 K 318.15 K 322.15 K 326.15 K

x = H+ 1.26 x10-3 1.41 x10-3 1.48 x10-3 1.51 x10-3 1.66 x10-3 1.74 x10-3 1.91 x10-3

pH

2.90 2.85 2.83 2.82 2.78 2.76 2.72

Ka 1.61 x10-5 2.02 x10-5 2.22 x10-5 2.32 x10-5 2.80 x10-5 3.08 x10-5 3.72 x10-5

Ln Ka -11.0367 -10.8098 -10.7154 -10.6714 -10.4833 -10.3880 -10.1992

T-1 3.3096 x10-3 3.2664 x10-3 3.2242 x10-3 3.1832 x10-3 3.1432 x10-3 3.1041 x10-3 3.0661 x10-3

 . ′   =  ∆  []     =   ∴  = ln ;  =  ∆  ;  = 1   ;  =   ∆   =   ; ∆ =  ∗ 

 ∗1.987 ) ∆ = 6270.5746  ∆ =(3155.8    ∆   í ∆ =   = 20.7532  6270.5746  = 19.7095  ∆ = 6270.5746 ∆ =  302.15   318.15    = 20.4820  6270.5746  = 19.4648  ∆ = 6270.5746 ∆ =  306.15   322.15    = 20.2179  6270.5746  = 19.2260  ∆ = 6270.5746 ∆ =  310.15   326.15    = 19.9604  ∆ = 6270.5746 314.15   T (K)

pH

ΔH°R

ΔS

302.15 K 306.15 K

2.90 2.85

6270.5746 Cal 6270.5746 Cal

20.7532 cal K-1 20.4820 cal K-1

310.15 K

2.83

6270.5746 Cal

20.2179 cal K-1

314.15 K 318.15 K

2.82 2.78

6270.5746 Cal 6270.5746 Cal

19.9604 cal K-1 19.7095 cal K-1

322.15 K 326.15 K

2.76 2.72

6270.5746 Cal 6270.5746 Cal

19.4648 cal K-1 19.2260 cal K-1

Gráficas KA VS T(K) 4.00E-05 3.50E-05 3.00E-05 2.50E-05      a        K

2.00E-05 1.50E-05 1.00E-05 5.00E-06 0.00E+00 300

305

310

315

320

325

330

T(K)

LN(KA) -10.1 3. 0 5E - 03 -10.2

3. 1 0E - 03

3. 1 5 E - 03

VS 3. 2 0E - 0 3

-10.3 -10.4 -10.5         )      a        K         (      n        L

-10.6 -10.7 -10.8 -10.9 -11 -11.1

y = -3155.8x - 0.5629 R² = 0.9756

1/T

1/T 3. 2 5E - 03

3. 3 0E - 03

3. 3 5E - 03

Observaciones Durante la realización de la práctica se observó que subía muy rápido la temperatura de la solución así que constantemente se tenía que bajar la temperatura y en algunas ocasiones era necesario sacar la solución de la parrilla. El agitador magnético fue necesario en la solución ya que el objetivo de éste era el de distribuir la temperatura y diluir la solución correctamente. Durante la obtención de los datos experimentales se observó que mientras aumentaba la temperatura, el valor de pH disminuía un poco.

Conclusiones -------------

__________

Mediante la experimentación se observó el comportamiento de la solución acida (ion acetato) que fue sometida a un aumento de temperatura controlada, en el cual se apreció el cambio y comportamiento del pH de la sustancia que su pH era acido, pero débil, pero al aumentar su temperatura este fue subiendo su pH y con estos datos obtenidos se obtuvo la constante de equilibrio de la solución, así como la concentración de los iones hidrogeno y la entalpia.

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Calculamos la constante de equilibrio de un ácido débil (ion acetato) en base a la Teoria Borwsted-Lowry la cual nos dice que todos los ácidos son capaces de donar un protón, mientras que las bases pueden aceptarlo. Determinamos el pH de nuestra sustancia, el cual, estaba estrechamente relacionado con su temperatura. A mayor temperatura, menor valor de pH (esto le otorga a la sustancia una mayor acidez). Establecimos los valores de la entalpia y la entropía del sistema a partir del valor de la constante de disociación. El valor de la entropía depende completamente de la temperatura a la cual se encuentre la sustancia de estudio.

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__________

En esta práctica se concluye en base a la tabla de datos experimentales que mientras sube la temperatura el valor de pH disminuye esto quiero decir que la solución fue un ácido débil ya que se pudo obtener la constante de disociación ácida (Ka), significa que la solución tiene mayor concentración de iones hidrógenos por ser ácida. Después con los cálculos de Ka y con la ayuda de la ecuación de Van’t Hoff y la

relación que tiene con la ecuación de la recta se pudo determinar el valor de la entalpía del sistema y la entropía para cada temperatura. La entropía del sistema dio como valor de , esto quiere decir que la reacción fue endotérmica, la entropía por lo tanto se concluye que es una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico. Mientras que la entropía se concluye que mide la parte no utilizable de la energía contenida en un sistema, esto quiere decir que dicha parte de la energía no puede usarse para producir un trabajo, la entropía nos dio con un valor dentro del rango de 19 a 20 cal / k.

6270.5746 

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__________

La interpretación termodinámica de la evolución del pH simplifica la concepción teórica de los resultados ya que al aumentar la temperatura el estado entrópico disminuye y por lo tanto la reacción se produce en aquel sentido en cual el grado de libertad sea mayor, o sea, el estado ionizado es menos probable. El aumento de temperatura hace que el valor de pH sea decreciente, esto es porque el ácido débil usado incluye agua, y significa que hay aumento en la concentración iónica del ion H+ y aumenta la disociación en la solución.

BIBLIOGRAFIA www.unam.mx/

UNAM

http://recursostic.educacion.es/ Enrique Ripoll Mira www.lenntech.es/ LENNTECH Engineering and Termodynamics, D. Koretsky Milo, 2da edition, page 170-208.