Practica 5 TEQ - Equilibrio quimico en variacion de temperatura PDF

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO PRACTICA No. 5 DE LA Mesa 3 Grupo 2IV40 Sección B Fernández Guzmán Antonio Martínez Díaz Carlos Ernesto Porrón Soto Serafín xx 2020 Prof. Castillo Méndez...

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

PRACTICA No. 5 “VARIACION DE LA TEMPERATURA” Mesa 3 Grupo 2IV40 Sección B

Fernández Guzmán Antonio Martínez Díaz Carlos Ernesto Porrón Soto Serafín

xx /Mayo / 2020

Prof. Castillo Méndez Pedro

INTRODUCCIÓN Variación de la temperatura El potencial de hidrogeno (pH) es una medida para determinar el grado de alcalinidad o acidez de una disolución con el potencial de hidrogeno se puede determinar la concentración de iones de hidrogeno, la cual se puede ver afectada por: presencia de iones en solución solvente y temperatura, misma que no afecta en la concentración tal cual, pero si en la actividad de esta puesto que para la mayoría de los ácidos, cuando hay un aumento de temperatura, hay una disminución de pH y con ello obtendremos como resultado una disminución en la constante de equilibrio; desplazándose a los reactivos; y viceversa. Cuando existe una disminución de la temperatura, tendremos un aumento de la constante de equilibrio y de nuestro pH. Las soluciones que indican un pH menor a 7 se denominan acidas, y las soluciones que indican pH mayor a 7 son alcalinas. .

OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA 1. Calcular la constante de equilibrio de un ácido débil (ion acetato) con base a la teoría de Bronsted – Lowry. 2. Determinar el grado de acidez o alcalinidad de nuestra sustancia (pH). 3. Establecer la entalpia y entropía del sistema a partir del cálculo previo de la constante de disociación de una solución acida.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

CALCULOS

+¿ ¿ H pH =−log¿

Si

+¿¿ H x=¿

luego

+¿ ¿ H ¿ ¿

ka=

x2 x∙ x = c−x c− x

[H+]1=10-2.81=0.001548817 ( 0.001548817 )2 0.2−0.001548817

Ka 1 = lnK =

= 2.43657x10-5

[ ]

−∆ H°R 1 +C T R

La cual tiene forma de: Donde:

y=mx + b

y=lnK x=

1 T

−∆ H °R m= R

Ln (Ka 1 ) = -10.62233377

1/T1 =

∆H°R = −( −5465.1 K ) × 8.314

J mol ∙ K

1 299.15 K

= 0.003342805 K-1

= 45436.8414 J/mol

°

∆ S=

∆S1 =

∆H R T 45436.8414 J /mol 299.15 K

= 151.886483 J/ mol K

Temperatura (°C) 26 30 35 40 45 50 55 60

pH 0.1M 2.81 2.75 2.7 2.66 2.61 2.54 2.47 2.39 RESULTADOS

0.2M 2.76 2.7 2.63 2.57 2.5 2.43 2.36 2.3

TABLA DE RESULTADOS A 0.1M Temperatur Temperatur a (°C) a (K) 26 299.15

pH

H+

Ka

Ln Ka =Y

T^-1=X

2.8 1

0.0015488 17

2.43657E05

10.6223337 7 10.3436901 1 10.1112200 4 9.92504712 2 9.69205570 1 9.36528280 9 9.03771346 7 8.66218058 2

30

303.15

2.7 5

0.0017782 79

3.21953E05

35

308.15

2.7

0.0019952 62

4.06212E05

40

313.15

2.6 6

0.0021877 62

4.89336E05

45

318.15

2.6 1

0.0024547 09

6.17723E05

50

323.15

2.5 4

0.0028840 32

8.56464E05

55

328.15

2.4 7

0.0033884 42

0.0001188 42

60

333.15

2.3 9

0.0040738 03

0.0001730 07

0.0033428 05

∆H°R [ J/mol] 45436.841 4

∆S [ J/ mol K] 151.88648 3

0.0032986 97

45436.841 4

149.88237 31

0.0032451 73

45436.841 4

147.45040 21

0.0031933 58

45436.841 4

145.09609 26

0.0031431 71

45436.841 4

142.81578 31

0.0030945 38

45436.841 4

140.60603 87

0.0030473 87

45436.841 4

138.46363 37

0.0030016 51

45436.841 4

136.38553 62

Ka vs T(K) 0

Ka

0 0 0 0 295

300

305

310

315

320

T(K)

GRAFICAS A 0.1M

325

330

335

340

Ln(Ka) vs 1/T 0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

0

-2

Ln(Ka)

-4 -6 -8

f(x) = − 5465.09 x + 7.61 R² = 0.98

-10 -12

1/T

TABLA DE RESULTADOS A 0.2M Temperatura (°C) 26

Temperatura (K) 299.15

30

303.15

35

308.15

40

313.15

45

318.15

50

323.15

55

328.15

60

333.15

pH

H+

Ka

Ln Ka =Y

T^-1=X

∆H°R

∆S

2.7 6 2.7

0.00173780 1 0.00199526 2 0.00234422 9 0.00269153 5 0.00316227 8 0.00371535 2 0.00436515 8 0.005011872

1.52321E-05

-11.09210483

2.01059E-05

-10.81449518

2.78029E-05

-10.4903693

3.67159E-05

-10.21230042

5.08033E-05

-9.887549831

7.03256E-05

-9.562374163

9.73988E-05

-9.236696229 -8.957074822

52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6 52402.310 6

175.170685 6 172.859345 5 170.054553 3 167.339328 1 164.709447 1 162.160948 8 159.6901131

0.00012882 3

0.00334280 5 0.00329869 7 0.00324517 3 0.00319335 8 0.00314317 1 0.00309453 8 0.00304738 7 0.00300165 1

2.6 3 2.5 7 2.5 2.4 3 2.3 6 2.3

157.293443 2

Ka vs T(K) 0 0 0

Ka

0 0 0 0 0 295

300

305

310

315

320

325

330

335

340

T(K)

GRAFICAS A 0.2M

ANALISIS DE RESULTADOS Si bien se realizaron dos experimentos, se trataron del mismo pero a diferentes concentraciones, lo cual da a entender que la concentración de iones de hidrogeno debería variar, es decir que entre menor concentración presente el Ácido Acético mayor pH debería tener, esto lo podemos observar en las tablas de resultados en donde a temperatura ambiente (26° C) a una concentración de 0.1M tenemos un pH inicial más alto que a 0.2M; sin embargo en ambos casos vemos que el pH desciende a medida que la temperatura aumenta, esto se debe a que se modifica la actividad de los iones de la solución muestra de los buffers y a las solubilidades de los ácidos o bases débiles; un aumento de la temperatura aumentará la solubilidad y la disociación de las sales, ácidos y bases (especialmente de ácidos y bases débiles) aumentando la concentración de iones en la solución. Además al aumentar la temperatura disminuirá la viscosidad y se incrementará la movilidad de los iones. Como el pH es una medida de la concentración de protones su modificación por efecto de la temperatura modificará la medida de pH. A su vez la teoría de Bronsted – Lowry tiene lugar en la experimentación, ya que se estipula que un ácido de Brønsted-Lowry es cualquier especie capaz de donar un protón H+, entonces quiere decir que se trata de un ácido débil, y si recordamos

el ácido acético es un ácido débil ya que en disolución acuosa, puede perder el protón del grupo carboxilo para dar su base conjugada, el acetato. Podemos percatarnos que cuando la temperatura aumenta, también lo hace la entropía pero no la entalpia, primero la entalpia no cambiara nunca, independientemente de cuantos experimentaciones se realicen ya que al sr una entalpia de reacción esta será la misma para todas las mediciones, sin embargo la entropía cambia debido a que al elevar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas, átomos o iones, y, por lo tanto, su libertad de movimiento.

CONCLUSIONES Se comprobó la teoría de Bronsted – Lowry, en los ácidos débiles (donan iones H+), a su vez de que se comprendió el comportamiento de entalpia, entropía y pH en un aumento de temperatura....