Practica 5. Equilibrio químico: Variación de temperatura. ESTUDIO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO AL AUMENTAR LA TEMPERATURA DE REACCIÓN EN UNA MEZCLA ÁCIDA. PDF

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Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas. Departamento de fisicoquímica.

Practica 5. Equilibrio químico: Variación de temperatura. ESTUDIO DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO AL AUMENTAR LA TEMPERATURA DE REACCIÓN EN UNA MEZCLA ÁCIDA.

Profesor: Roberto Valencia

Asignatura: Laboratorio de termodinámica de equilibrio químico.

Grupo: 2IM44

Fecha de entrega: 13-10-21

Articulo.

ANÁLISIS DE PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD DE EQUILIBRIO QUÍMICO: ERRORES Y DIFICULTADES CORRESPONDIENTES A LIBROS DE TEXTO, ALUMNOS Y PROFESORES QUílez, J UAN Departamento de Física y QuímicaIES Benicalap. Valencia j.quilez@telelin e.es

Resumen. Se analizan cuatro problemas de selectividad de equilibrio químico. Este análisis concluye que la resolución de problemas de este tema se basa en una metodología de enseñanza que propicia un aprendizaje memorístico, no significativo. Los profesores pueden estar transmitiendo, e incluso reforzando, algunos de los errores detectados. Las reglas de Le Chatelier se utilizaron de forma casi exclusiva a la hora de predecir los desplazamientos de los equilibrios químicos. Cambios de concentración causados por variación del volumen se asociaron principalmente con las variaciones de masa resultantes del correspondiente desplazamiento. Errores de comprensión del comportamiento de los gases fueron obstáculos a la hora de predecir cambios de presión parcial. Finalmente, el principio de Le Chatelier se utiliza de forma muy extendida más allá de su rango de aplicabilidad. Palabras clave. Selectividad, principio de Le Chatelier, cambios de presión parcial/concentración, variación de cantidades iniciales, control de variables.

Analysis of chemical equilibrium problems from exams to access university: Misconceptions and difficulties held by chemistry textbooks, students and teachers Summary. Four chemical equilibrium problems are analysed. This analysis concludes that problem solving relies on a particular teaching methodology which promotes rote learning recall and meaningless learning. Teachers may be transmitting some misunderstandings and even they would reinforce some persistent misconceptions. Le Chatelier’s qualitative statements were the main and almost exclusively conceptual tools used to predict equilibrium shifts. Changes in concentration caused by a variation in the volume of the equilibrium vessel were mainly associated with equilibrium shift mass changes. Gas behaviour misunderstandings were one of the most important obstacles when coping with changes in partial pressure due to changes in both mass and volume. Finally, it is reported that Le Chatelier’s principle is widely used beyond its range of applicability. Keywords. Chemistry exams to access university, Le Chatelier’s principle, changes in concentration/partial pressure, variation in the initial amounts, control of the variables involved.

OBJETIVOS Y MÉTODO Este trabajo revisa, integra y amplía estudios previos de resolución de problemas del equilibrio químico en el contexto español (Quílez y Sanjosé, 1995; Quílez y Solaz, 1995; Quílez, 2000, 2001, 2002a, 2002b, 2004b). Los resultados obtenidos en estos trabajos coinciden en demostrar que muchos de los problemas de aprendizaje del equilibrio químico tienen su origen en ciertas prác- ticas de enseñanza. Además, de estos estudios se infiere que algunos errores son transmitidos directamente por parte del profesorado. En este contexto, no se propicia la enseñanza de estrategias de tipo heurístico, sino más bienun modelo didáctico por transmisión-recepción (Perales, 2000). Este modelo parece verse reforzado por el uso de reglas de carácter cualitativo, aparentemente sencillas de recordar, fáciles de aplicar y pretendida mente universa- les. Como consecuencia, se dificulta el empleo de otras estrategias de resolución de mayor nivel conceptual, adecuadas para analizar de forma precisa e inequívoca los cambios que se producen en los equilibrios químicos que han sido perturbados. Las reglas referidas, que se formulan bajo el epígrafe de principio de Le Chatelier, tienen un carácter limitado (Quílez, 2002a; Quílez y Solaz, 1996; Solaz y Quílez, 1995, 2001), y están sujetas a distintas interpretaciones, dependiendo del juego de palabras que se utilice (Quílez, 1997a, 1998b, 2004b), por lo que son fuente de un amplio abanico de errores y de dificultades. Partiendo de este conocimiento previo conviene estudiar si existen problemas de selectividad cuyo planteamiento contenga algún elemento que pueda dificultar su correcta resolución. En concreto, para este estudio se seleccio- naron un total de cuatro problemas que corresponden a sendos equilibrios químicos en los que participan gases. En cada caso, el criterio de selección obedeció al estudio de los siguientes aspectos problemáticos: – Cambios de concentración por variación del volumen del reactor (problema 1). – Adición de un gas reactivo y variación de la presión parcial por cambio del volumen (problema 2).

– Control de variables, cambio de presión, adición de un gas inerte y variación de la temperatura (problema 3). – Variación de (problema 4).

las

cantidades

iniciales

En primer lugar, en este trabajo se realiza un análisis por- menorizado del contenido de cada uno de los problemas. En cada caso se hace referencia a la bibliografía relacio- nada con el tema objeto de estudio, haciendo hincapié en los posibles errores que el enunciado puede inducir para su correcta resolución, así como en lo que concierne a los métodos y a la fundamentación utilizados por diferentes manuales a la hora de resolver estos problemas u otros semejantes. Para conseguir este objetivo, se analizan libros de problemas de selectividad en los que se resuelve alguno de los cuatro problemas planteados. A esta pri- mera muestra se han añadido libros de texto de 2º de ba - chillerato (o del antiguo COU), ya que es habitual que en los mismos se encuentren resueltos problemas propues- tos en la pruebas de acceso a la universidad. Finalmente, la muestra de textos también incluye libros de química general en los que se tratan problemas semejantes a los analizados en este artículo.

Diagrama de proceso.

Marco teórico. Variación de temperatura. Al transferir energía mediante calor a una sustancia solida o liquida, aumenta su temperatura porque se incrementa la energía cinética de sus partículas. Cuando su energía cinética no puede aumentar más toda la energía absorbida se emplea en incrementar la energía potencial de las partículas, lo que debilita las fuerzas de atracción entre ellas y produce un cambio de estado.

Teoría de Bronsted-Lowry. Esta teoría establece que los ácidos son sustancias capaces de ceder protones (iones hidrógeno H +) y las bases sustancias capaces de aceptarlos. Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso. El concepto de ácido y base de Brønsted y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (lo mismo ocurre entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2): Ácido (1) + Base (2) ↔ Ácido (2) + Base (1) Se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. El HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio (H3O+): HCl

+ H2O

→ H3O+

+ Cl-

Ácido(1) Base(2)

Ácido(2)

Base(1)

Á. fuerte

A.fuerte

B. débil

B. débil

Vemos así que, cuanto más fuerte es el ácido frente a otra especie química, más débil es su base conjugada. El concepto de ácido-base de Brønsted-Lowry permite establecer una tabla de pares conjugados ácido/base ordenados.

Grado de acidez o alcalinidad. Acidez o alcalinidad es la capacidad de una sustancia para aumentar o disminuir la concentración de protones libres en agua. Se pueden medir a través del pH, cuya escala va de 0 a 14. Por debajo de 7 unidades, las disoluciones son ácidas y por encima de ese valor, básicas.

Para simplificar el manejo de magnitudes exponenciales se ha establecido el concepto de pH. pH es el logaritmo de la concentración de iones H+, con el signo cambiado:

Análogamente, se define pOH como el logaritmo de la concentración de iones OH, con el signo cambiado:

Se puede establecer la siguiente relación entre el pH y el pOH. Partiendo de la expresión del producto iónico del agua (Kw):

tomando logaritmos:

y cambiando de signos se obtiene que:

o, lo que es lo mismo,

Como la escala de pH es logarítmica, la variación de pH en una unidad (en un sentido o en otro) es igual a una variación de la [H+] 10 veces mayor. En otras palabras, mientras el pH varía en progresión aritmética, la [H+] lo hace en progresión geométrica. Se distinguen tres tipos de disoluciones en función del pH (Tabla superior): 

disoluciones ácidas: tienen una [H+] mayor que la del agua pura (10-7 M) con lo que su pH < 7 (pOH > 7).



disoluciones básicas: tienen una [H+] menor que la del agua pura (10-7 M) con lo que su pH > 7 (pOH < 7).



disoluciones neutras: pH = pOH = 7 (agua pura).

Experimentación. Tabla de datos obtenidos experimentalmente. Temperatura °C pH a .1 M 26 2.93 31 2.88 36 2.84 41 2.79 46 2.73 51 2.64 56 2.53 61 2.44

Cálculos. 1- Calcular el valor de la constante de equilibrio (Ka) para cada temperatura y concentración.

La constante de equilibrio Ka es como sigue:

Calculando X de las diferentes temperaturas. 𝟐𝟔 °𝑪 = 1.17𝐸 − 03 𝟑𝟏 °𝑪 = 1.32𝐸 − 03 𝟑𝟔 °𝑪 = 1.45𝐸 − 03

𝟒𝟏°𝑪 = 1.62𝐸 − 03

𝟒𝟔 °𝑪 = 1.86𝐸 − 03 𝟓𝟏 °𝑪 = 2.29𝐸 − 03 𝟓𝟔 °𝑪 = 2.95𝐸 − 03 𝟔𝟏 °𝑪 = 3.63𝐸 − 03 Para temperatura 26:

𝐾𝑎 =

(1.17𝐸 − 03)2

1 − 1.17𝐸 − 03

= 𝟏. 𝟑𝟗𝟔𝟖𝑬 − 𝟎𝟓

Para temperatura 31: 𝐾𝑎 =

(1.32𝐸 − 03)2

1 − 1.32𝐸 − 03

= 𝟏. 𝟕𝟔𝟏𝟎𝑬 − 𝟎𝟓

Para temperatura 36: 𝐾𝑎 =

(1.45𝐸 − 03) 2

1 − 1.45𝐸 − 03

= 𝟐. 𝟏𝟏𝟗𝟗𝑬 − 𝟎𝟓

Para temperatura 41: 𝐾𝑎 =

(1.62𝐸 − 03)2 = 𝟐. 𝟔𝟕𝟑𝟔𝑬 − 𝟎𝟓 1 − 1.62𝐸 − 03

Para temperatura 46: 𝐾𝑎 =

(1.86𝐸 − 03)2 = 𝟑. 𝟓𝟑𝟑𝟐𝑬 − 𝟎𝟓 1 − 1.86𝐸 − 03

Para temperatura 51: 𝐾𝑎 =

(2.29𝐸 − 03)2

1 − 2.29𝐸 − 03

= 𝟓. 𝟑𝟕𝟏𝟏𝑬 − 𝟎𝟓

Para temperatura 56: 𝐾𝑎 =

(2.95𝐸 − 03)2

1 − 2.95𝐸 − 03

= 𝟖. 𝟗𝟕𝟒𝟓𝑬 − 𝟎𝟓

Para temperatura 61: 𝐾𝑎 =

(3.63𝐸 − 03)2

1 − 3.63𝐸 − 03

= 𝟏. 𝟑𝟔𝟕𝟗𝑬 − 𝟎𝟒

Haciendo un balance de materia: 𝒊 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶𝑯 𝑯+ 𝑪𝑯𝟑 𝑪𝑶𝑶−

𝒏𝒊𝟎 C -

𝒏𝒊 C-x X X

2- Calcular la concentración de los iones Hidrogeno a partir de la siguiente ecuación. 𝒑𝑯 = −𝒍𝒐𝒈[𝑯+ ] Si

𝒙 = [𝑯+ ] 𝒍𝒖𝒆𝒈𝒐 [𝑯+ ] = 𝟏𝟎−𝒑𝑯 = 𝒙

Con los datos obtenidos llenar la siguiente tabla. 3- Para obtener ∆𝑯° , se utiliza la ecuación de Van’t Hoff. Si usamos la relación entre la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio, podemos reescribir la ecuación de esta forma.

La cual tiene forma de: 𝒚 = 𝒎𝒙 + 𝒃 Donde:

Para temperatura 26: 𝑦 = 𝑙𝑛(1.3968𝐸 − 05) = −𝟏𝟏. 𝟏𝟕𝟖𝟕𝟒𝟓 𝑥=

1 = . 𝟎𝟎𝟑𝟑𝟐𝟎𝟔𝟎𝟒 273.15 + 26

Para temperatura 31: 𝑦 = 𝑙𝑛(1.7610𝐸 − 05) = −𝟏𝟎. 𝟗𝟒𝟕𝟎𝟑𝟒𝟖𝟏 𝑥=

1 = . 𝟎𝟎𝟑𝟐𝟔𝟔𝟑𝟕𝟑 273.15 + 31

Para temperatura 36: 𝑦 = 𝑙𝑛(2.1199𝐸 − 05) = −𝟏𝟎. 𝟕𝟔𝟏𝟓𝟑𝟖𝟑𝟔 𝑥=

1 =. 𝟎𝟎𝟑𝟐𝟏𝟑𝟖𝟖𝟒 273.15 + 36

Para temperatura 41: 𝑦 = 𝑙𝑛(2.6736𝐸 − 05) = −𝟏𝟎. 𝟓𝟐𝟗𝟒𝟖𝟖𝟔𝟕 𝑥=

1 =. 𝟎𝟎𝟑𝟏𝟔𝟑𝟎𝟓𝟔 273.15 + 41

Para temperatura 46: 𝑦 = 𝑙𝑛(3.5332𝐸 − 05) = −𝟏𝟎. 𝟐𝟓𝟎𝟕𝟑𝟑𝟎𝟗 𝑥=

1 = . 𝟎𝟎𝟑𝟏𝟏𝟑𝟖𝟏 273.15 + 46

Para temperatura 51: 𝑦 = 𝑙𝑛(5.3711𝐸 − 05) = −𝟗. 𝟖𝟑𝟏𝟖𝟖𝟗𝟎𝟒 𝑥=

1 =. 𝟎𝟎𝟑𝟎𝟔𝟔𝟎𝟕𝟒 273.15 + 51

Para temperatura 56: 𝑦 = 𝑙𝑛(8.9745𝐸 − 05) = −𝟗. 𝟑𝟏𝟖𝟓𝟑𝟗𝟏𝟒𝟏 𝑥=

1 =. 𝟎𝟎𝟑𝟎𝟏𝟗𝟕𝟖 273.15 + 56

Para temperatura 61: 𝑦 = 𝑙𝑛(1.3679𝐸 − 04) = −𝟖. 𝟖𝟗𝟕𝟎𝟒𝟔𝟖𝟐𝟓 𝑥=

1 =. 𝟎𝟎𝟐𝟗𝟕𝟒𝟖𝟔𝟐 273.15 + 61

Llenar la siguiente tabla: 𝑻𝒆𝒎𝒑𝒆𝒓𝒂𝒕𝒖𝒓𝒂 °𝑪 26 31 36 41 46 51 56 61

𝒙 = [𝑯+ ] 1.17𝐸 − 03 1.32𝐸 − 03 1.45𝐸 − 03

1.62𝐸 − 03 1.86𝐸 − 03 2.29𝐸 − 03 2.95𝐸 − 03 3.63𝐸 − 03

𝑲𝒂 1.3968𝐸 − 05 1.7610𝐸 − 05 2.1199𝐸 − 05 2.6736𝐸 − 05 3.5332𝐸 − 05 5.3711𝐸 − 05 8.9745𝐸 − 05 1.3679𝐸 − 04

4- Graficar temperatura (K) contra Ka y 1/T contra Ln Ka para cada concentración, de cada grafica calcular un ajuste por regresión lineal y obtener la pendiente. 𝑲

299.15 304.15 309.15 314.15 319.15 324.15 329.15 334.15

𝑲𝒂

1.3968𝐸 − 05 1.7610𝐸 − 05 2.1199𝐸 − 05 2.6736𝐸 − 05 3.5332𝐸 − 05 5.3711𝐸 − 05 8.9745𝐸 − 05 1.3679𝐸 − 04

𝟏 𝑻 0.003320604 0.003266373 0.003213884 0.003163056 0.00311381 0.003066074 0.00301978 0.002974862

𝑰𝒏 𝑲𝒂

−11.17874501 −10.94703481 −10.76153836 −10.52948867 −10.25073309 −9.83188904 −9.318539141 −8.897046825

K vs Ka 0.00016 0.00014 y = 3E-06x - 0.001 R² = 0.8023

0.00012 0.0001 0.00008 0.00006 0.00004

0.00002 0

295

300

305

310

315

320

325

330

335

340

-0.00002

1/T vs ln Ka 0 0.00295

0.003

0.00305

0.0031

0.00315

0.0032

0.00325

0.0033

-2

-4

y = -6513.1x + 10.252 R² = 0.9546

-6

-8

-10

-12

5- De la ecuación (9) ∆𝑯𝑹𝟎 = −𝒎𝑹 Sustituyendo valores.

𝒀 = −𝟔𝟓𝟏𝟑. 𝟏(𝒙) + 𝟏𝟎. 𝟐𝟓𝟐

𝑱 𝐽 ) = 𝟓𝟒𝟏𝟓𝟐. 𝟗𝟖𝟕𝟓𝟖 𝑦 = −(−6513.1) (8.314472 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑘 𝒎𝒐𝒍 𝑲

0.00335

6- También podemos obtener la entropía a partir de la siguiente ecuación: ∆𝑺 = 𝒃 ∗ 𝑹 ∆𝑆 = 10.252 ∗ 8.314474 ∆𝑺 =

𝑱 𝐽 = 𝟖𝟓. 𝟐𝟑𝟗𝟗 𝒎𝒐𝒍 ∗ 𝒌 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑘

∆𝑯𝑹𝟎 𝑻

Sustituyendo para 299.15 K ∆𝑆 =

𝐽 54152.98758 𝑚𝑜𝑙 𝐾 299.15 𝐾

= 𝟏𝟖𝟏. 𝟎𝟐𝟐𝟖𝟓𝟔𝟕

𝑱 𝒎𝒐𝒍

Sustituyendo para 304.15 K ∆𝑆 =

𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐾 = 𝟏𝟕𝟖. 𝟎𝟒𝟔𝟗𝟕𝟓𝟒 𝑱 𝒎𝒐𝒍 304.15 𝐾

54152.98758

Sustituyendo para 309.15 K ∆𝑆 =

𝐽 54152.98758 𝑚𝑜𝑙 𝐾 309.15 𝐾

= 𝟏𝟕𝟓. 𝟏𝟔𝟕𝟑𝟓𝟒𝟑

𝑱 𝒎𝒐𝒍

Sustituyendo para 314.15 K ∆𝑆 =

𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐾 = 𝟏𝟕𝟐. 𝟑𝟕𝟗𝟑𝟗𝟕 𝑱 314.15 𝐾 𝒎𝒐𝒍

54152.98758

Sustituyendo para 319.15 K ∆𝑆 =

𝐽 54152.98758 𝑚𝑜𝑙 𝐾 319.15 𝐾

= 𝟏𝟔𝟗. 𝟔𝟕𝟖𝟕𝟗𝟓𝟓

𝑱 𝒎𝒐𝒍

Sustituyendo para 324.15 K ∆𝑆 =

𝐽 54152.98758 𝑚𝑜𝑙 𝐾 324.15 𝐾

= 𝟏𝟔𝟕. 𝟎𝟔𝟏𝟓𝟎𝟕𝟑

𝑱 𝒎𝒐𝒍

Sustituyendo para 329.15 K 𝐽 54152.98758 𝑚𝑜𝑙 𝐾 𝑱 = 𝟏𝟔𝟒. 𝟓𝟐𝟑𝟕𝟑𝟓𝟔 ∆𝑆 = 𝒎𝒐𝒍 329.15 𝐾 Sustituyendo para 334.15 K ∆𝑆 =

𝐽 𝑚𝑜𝑙 𝐾 = 𝟏𝟔𝟐. 𝟎𝟔𝟏𝟗𝟏𝟏𝟏 𝑱 334.15 𝐾 𝒎𝒐𝒍

54152.98758

Resumen. Resumen de la práctica. Preparar soluciones indicadas en el manual, calibrar el medidor de pH y medir 10 temperaturas de 5 °C en 5 °C. Hacer los cálculos correspondientes.

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 ácido, 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



La entropía baja conforme la temperatura está aumentando.



Con respecto a la concentración de los iones de H, esta es directamente proporcional a la temperatura, si esta sube la concentración igual sube.



En la grafica de 1/T vs In Ka, esta va disminuyendo conforme disminuye 1/T.

Referencias. Bronsted. (s. f.). Teoría de Brønsted-Lowry. Recuperado 7 de octubre de 2021, de http://recursostic.educacion.es/newton/web/materiales_didacticos/acidosbases/brons ted.html CONCEPTO DE pH. (s. f.). CONCEPTO Y ESCALA DE pH. Recuperado 7 de octubre de 2021, de http://www.ehu.eus/biomoleculas/ph/ph.htm Sanch, E. G. (s. f.). Variación de temperaturas y cambios de estado. Variación de temperaturas y cambios de estado. Recuperado 7 de octubre de 2021, de https://es.slideshare.net/fernandogs97/variacin-de-temperaturas-y-cambios-deestado...