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Enviado por Ivan Escalona Moreno
Código ISPN de la Publicación: EpyuZEEykFpQBPkVKJ


Resumen: La termodinamica. Determinacion de la Entalpia de Combustion". "Cinetica Quimica". "Equilibrio Quimico". "Equilibrio Ionico".


   

  

Indice
1. Introducción
2. La termodinámica
3. Determinación de la Entalpíade Combustión"
4. "Cinética Química"
5. "Equilibrio Químico"
6. "Equilibrio Iónico"

1. Introducción

Objetivos generales

  • Determinar la relación de un gas por el método clement desormes.

Objetivos particulares

  • Saber que es la termodinámica y cuales son sus características, y sus leyes
  • Entender lo que es la Capacidad Calorífica, como se determina y que factores la afectan o influyen en ella
  • Entender lo que es Proceso, y aprender los procesos y saber que fórmulas se aplican a cada procesos termodinámico
  • Entender otros conceptos como calor, presión, temperatura y presión absoluta
  • Saber que aplicaciones industrial tiene las capacidades caloríficas y la termodinámica como rama de la fisicoquímica
  • Lo que deseamos obtener de esta practica es el valor de γ para el aire mediante el proceso adiabαtico e isotérmico.

En esta práctica determinamos el valor de gama que nos resultó – 1.282,con un valor negativo experimental, pues bien sale negativo porque se empleo deforma experimental por Clement y Desormes, utilizando un barómetro con agua,esto con el fin de determinar las presión P1 y P2, dichosratos se obtuvieron de cinco repeticiones en el experimento, los cuales porestar en mm H2O, por medio de la densidad del agua, mercurio estaspresiones se transformaron a unidades de mm Hg, mediante la perilla de hule sele ejercía presión después se dejaba soltar y se fueron recolectando dichosdatos, el valor de la densidad se encontró en tablas, después de se entendióla teoría y el método de Clement y Desormes, el porcentaje de error fue 189 %,el cual vemos que hubo de poco de error en la medición, dicho error tubofactores tales como un error sistemático,

Podemos concluir que gama, a parte de ser una relación entre las capacidadescaloríficas, también es una relación en el incremento de presiones en elproceso adiabático, entre el incremento de presiones en el proceso isotérmico,pues bien, tomando en cuenta en gama, también es de valor exponencial el cualsi es cero, se habla de un proceso adiabático, si es uno es un proceso isotérmico,si n es gama es un proceso adiabático y si n es infinito es un proceso isométricoo isocórico, esto le concluimos que son procesos politrópicos.

La termodinámica, que es el estudio de la energía térmica de sistemas. Elconcepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tanconocida que la mayoría de nosotros, debido a nuestro sentido de caliente frío,tendemos a interpretarlo con exceso de confianza. En realidad nuestro"sentido de temperatura", no siempre es confiable. En un frío día deinvierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que unposte de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto detemperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestrosentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque elhierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar enninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.

La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los expertomiden la temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadaskelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límitesuperior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma comoel cero de la escala de temperatura kelvin.

La Ley Cero De La Termodinámica
Las propiedades de numerosos cuerpos cambian cuando alternamos su temperatura,como al sacarlos de un refrigerador y ponerlos en un horno caliente. Por ejemplocuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido,una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica deun alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado.Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumentoque nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y Bestán en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están enequilibrio térmico entre sí.

La Primera Ley De La Termodinámica
Una de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energíaque acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tandiversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, lacombustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismoscomplejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión yredistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece yhacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energíamecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en elmovimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corrientecalienta un conductor o es capaz de realizar un trabajo mecánico o químico;energía radiante inherente a la luz visible y a la radiación en general; yfinalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone demanifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.

Sistema
Este término muy usual, se define como cualquier porción del universo aisladoen un recipiente inerte, que puede ser real o imaginario, con el fin de estudiarel efecto de las diversas variables sobre él. A su vez la porción de universoexcluido del sistema de denomina "contorno". El contenido de unsistema puede variar ampliamente desde una cantidad pequeña de agua, porejemplo, hasta el universo total. Las interacciones entre un sistema y sucontorno, son muy importantes en termodinámica y cuando entre ambos existeintercambio de materia y energía tenemos un sistema abierto, y aislado en casocontrario. Se llama sistema cerrado aquel que no intercambia materia con susalrededores pero sí energía.

Un sistema homogéneo contiene únicamente una fase, mientras que uno heterogéneocontiene más de una. Se define por fase la porción homogéneas de un sistema,físicamente diferenciable y separable mecánicamente. Si en el sistema"agua" coexiste el hielo, el líquido y el vapor, cada formaconstituye una fase separada de otras por un límite. Aún más, cada fase puedeser continua como la líquida o gaseosa o dividida en porciones menores como unmasa de cristales de hielo. El término "separables mecánicamente" dela definición significa que la fases puede separarse entre sí por operacionestales como la filtración, sedimentación, decantación u otros procedimientosmecánicos, como por ejemplo la recolección a mano de los cristales. Noincluye, sin embargo, otros procedimientos de separación tales como laevaporación destilación, adsorción o extracción. Como los gases sonmiscibles totalmente, sólo es posible un sistema de una fase gaseosa. Con líquidoso sólidos no parece existir un límite teórico al número posible de fases,pero ocho es el máximo de fases líquidas observadas en un sistema.

La fases presentes en un sistema son sustancias pura como el N2, H2O,NaCl o C2H6 o soluciones de éstas. Una soluciónverdadera, está definida como una mezcla físicamente homogénea de dos o mássustancia. Esta definición no señala restricción sobre el estado de agregacióno la cantidad relativa de constituyentes. En consecuencia una solución puedeser gaseosa, líquida o sólida y variar de composición dentro de límites muyamplios. Este hecho excluye a los compuestos puros de la clasificación, porquepersiste una relación fija y definida entre los constituyentes de un compuesto.

Propiedades Y Variables De Un Sistema
Las propiedades de un sistema se dividen en dos clases: intensivas y extensivas.Estas son la que dependen de la cantidad de sustancia del sistema, por ejemplo,la masa total, el volumen y la energía. Por otra parte, las propiedadesintensivas son aquellas cuyo valor es independiente de la cantidad total siendofunción de la concentración de sustancia, así tenemos a la densidad, índicede refracción, y masa, volumen o energía molar. En ausencia de fuerzasespeciales, como los campos magnéticos B o eléctricos E, las propiedadesextensivas de una sustancia pura, dependen de dos de las tres variables, P, V yT y el número de moles, n, de la sustancia presente. Sólo dos de las variablesde estado son independientes, porque en principio se supone que el sistema poseeuna ecuación que relaciones P, V y T; esto hace que una de las variablesresulte dependiente.

Las propiedades extensivas son función de P, T y el número de moles de losdiferentes constituyentes presentes, es decir, n1, n2, n3,etc. A su vez las intensivas depende de P, T y las concentraciones de lasdiversas especies. El número de variables de estas últimas es una menos que eltotal de constituyentes de la solución por la razón siguiente: Si expresamosla concentración en fracción molar, la especificación de todas menos una deéstas da la última de ellas por sustracción de la unidad, que es la suma detodas la fracciones molares. Una vez que se hallan especificados los valores delas variables independientes de un sistema el estado mismo queda determinado.Para devolver el sistema a sus condiciones iniciales, las variables debenajustarse a su valor original. Este hecho por el cual el estado de un sistema serepite el valor de las variables, se conoce como principio de reproducibilidadde los estados.

Procesos Isotérmicos Y Adiabáticos
Las relaciones de energía y el estado de cualquier sistema durante un procesodependen no solamente de la manera en que el trabajo se ha efectuado, sino tambiénde ciertas condiciones experimentales impuestas sobre el sistema como un todo.Dos restricciones tales, de importancia especial involucran procesos efectuadosbajo (a) condiciones isotérmicas (b) adiabáticas. Un proceso isotérmico escualquiera realizado de manera que la temperatura constante durante toda laoperación. A su vez, un proceso adiabático es aquél en que no hay absorciónni desprendimiento de calor por parte del sistema.

Proceso Isotérmico En Los Gases Ideales
Como la energía interna de los gases ideales es una función de la temperaturaúnicamente, la imposición de una temperatura constante significa tambiénconstancia en E y de aquí que
DE = 0. La inserción de este criterio para un cambio isotérmicos en los gasesideales en la ecuación (1) nos da

(1)

Vemos por ese motivo, que en tal proceso todo el trabajo realizado será aexpensas del calor absorbido, o cualquier calor obtenido procederá del trabajohecho sobre el sistema. La magnitud de q dependerá obviamente de la manera enque el trabajo se llevó y puede variar desde cero para una expansión libre auna máximo cuando se logra la reversibilidad. La expresión para el trabajo máximo,wm obtenida cuando un gas ideal se expande isotérmica yreversiblemente puede deducirse de esta forma: Bajo condiciones reversibles,tenemos que P = nRT/V. Al sustituir esta valor de p en la ecuación (2)obtendremos

(2)

E integrando

(3)

La ecuación (3) nos da el trabajo máximo alcanzable en una expansión isotérmica reversible de n moles de un gas ideal desde un volumen V1 a V2 a la temperatura T. De nuevo, como la temperatura es constante V2/V1 = P1/P2 de acuerdo con la ley de Boyle y por tanto la ecuación (3) puede escribirse en forma equivalente.

(4)

La aplicación de la ecuación (4) y la diferencia entre trabajo reversibleisotérmico o el simplemente isotérmico, realizando contra una presiónconstante, se comprende mejor mediante problemas de aplicación.

Procesos Adiabáticos En Los Gases Ideales
Como en este caso no hay intercambio de calor entre un sistema y susalrededores, resulta que q = 0, e introduciendo este criterio para un procesoadiabático en la ecuación (5) tenemos

D E = -W (5)

De la ecuación (4) se sigue que cualquier trabajo en un proceso adiabáticose realiza a expensas de la energía interna y conforme aquel va efectuándose,la energía interna del sistema disminuye y en consecuencia desciende latemperatura. Por el contrario, si se hace trabajo sobre el sistema todo élincrementa la energía interna del sistema y en consecuencia se eleva latemperatura. Una ecuación que todo gas ideal debe obedecer en cualquier etapade una expansión reversible adiabática, se deduce fácilmente a partir de laecuación (3). Supongamos n moles de un gas ideal a la presión P y volumen V.Para un incremento de volumen infinitesimal dV y presión P, el trabajorealizado es PdV, y como es a expensas de la energía interna del gas, éstadebe disminuir en la proporción dE. Según la ecuación (3), tendremos, por esemotivo:

PdV = - dE

Sin embargo por la ecuación dE = nCvdT, y por tanto:

(6)

Además como P = nRT/V, la ecuación (6) se convierte en:

y por tanto:

(7)

Ordenando y tomando antilogaritmos resulta

(8)

Capacidad Calorífica
Consideremos una cantidad de calor muy pequeña dq añadida a una sistema ysupongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso detemperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida paraproducir un ascenso de temperatura de un grado es:

Y C es así la capacidad calorífica del sistema. Ahora, de la ecuación obtenemos dq = dE + pdV y de aquí:

Cuando el volumen se mantiene constante dV = 0, la ecuación se reduce a:

(9)

Esta ecuación es la realización termodinámica que define CV y nos dice que es la velocidad de cambio de la energía interna con la temperatura a volumen constante. Sin embargo, cuando la absorción de calor ocurre reversiblemente a presión constnte, entonces p = P, y la ecuación (9) se transforma en:

Pero, si diferenciamos con relación a T a presión constante P obtenemos:

(10)

Que es la definición termodinámica de Cp; es decir, es el cambio de entalpía con la temperatura a presión constante.

La diferencia entre las dos capacidades caloríficas se deduce fácilmente por un argumento termodinámico.

Pero, H = E + PV. Diferenciando esta cantidad con respecto a la temperatura a presión constante obtendremos:

y por sustitución

(11)

El problema ahora radica en relacionar el primer y tercer término de laderecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E seráen general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Sielegimos a T y V como la independientes, entonces:

E = f (T, V)

Dividiendo ambos lados de la ecuación por dT e imponiendo la condición deque la presión es constante, obtenemos:

Y la nos da finalmente

(12)

La ecuación (12) es completamente general. Veremos más adelante cómo sepuede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas.Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV paragases ideales y por consiguiente g, se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:

Gases

CP

CV

g

Monoatómicos

5

3

1.65

Diatómicos

7

5

1.44

Poliatómicos

9

7

1.28

A manera mas sencilla de determinar es mediante la fórmula

(13)

Proceso isobárico

Q = W = D E = D H =

D H = nCpD T D H - D E nCvD T nCpD T

·                                 V/T = cte.

·                                 Q = D H

·                                 V a T Fórmula:

Proceso isométrico

ó isocórico Q = W = DE = D H =

D E =nCvDT 0 nCvDT nCpDT

  • P/T = cte.
  • Qv = D E

    ·                                 P a T Fórmula:

     

    Proceso isotérmico

    Q = W = D E = D H =

    W proceso reversible 0 0

    - PT = cte ;

- Q = W

proceso irreversible

-

Fórmulas:

Proceso adiabático

Q = W = DE = D H =

0 proceso reversible nCvD T nCpD T

- P1 ¹ P2 ; V1 ¹ V2; ;

- W = - D E

proceso irreversible

-

Fórmulas: ; ; ;

Cuadro de material y equipo:

 

 

NOMBRE DEL MATERIAL

DESCRIPCIÓN

DEL MATERIAL

¿PARA QUE LO UTILICÉ?

 

ESQUEMA

Garrafón de vidrio de 20 litros con conexiones de vidrio y manguera

Es un recipiente de plástico, con el cual con una manguera se transporta el aire.

 

 

 

Lo utilicé para registrar las presiones manométricas con un manómetro con agua

 

Perilla de Hule

 

Es un instrumento que sirve para ejercer presión y poder empujar el aire, contenido en el garrafón

Lo utilicé para empujar el aire contenido en el garrafón y poder hacer las mediciones

 

 

 

 

Manómetro Diferencial

 

 

 

 

Es un tubo, junto con una tabla grande que contiene agua de un tono amarillento, graduado y con forma de U

 

 

Lo utilicé para medir la diferencia entre la presión de un fluido y la presión atmosférica local

 

 

Llave de paso

Llave que se coloca en cualquier parte de nuestro sistemas

Nos ayudó a expulsar aire, con el fin de determinar las presiones

 

 

 

Tapón de Hule

 

Es de hule, o de distintos materiales, esto con el fin de

 

 

 

 

Se tapó el garrafón y se hicieron las conexiones pertinentes para realizar el desarrollo experimental de manera correcta

 

Reactivos:
Empleo de Aire:
Esta constituido por un mezcla de nitrógeno y de oxígeno como elemento básico(99%) y el resto como gases nobles
Elementos Proporción en volumen Proporción en Peso
Nitrógeno 78.14 75.6
Oxígeno 20.92 23.1
Gases Nobles 0.94 0.3

Hidrógeno 5´10-5 0.35´10-5
En el aire existen otras sustancia, con vapor de agua en cantidad variable y dióxidode carbono (0.03% en volumen) en la zonas industriales, hidrocarburos,alquitranes, cenizas y SO

Diagrama De Bloques

2. La termodinámica

Practica 2
La termodinámica, que es el estudio de la energía térmica de sistemas. Elconcepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tanconocida que la mayoría de nosotros, debido a nuestro sentido de caliente frío,tendemos a interpretarlo con exceso de confianza. En realidad nuestro"sentido de temperatura", no siempre es confiable. En un frío día deinvierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que unposte de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto detemperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestrosentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque elhierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar enninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.
La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los experto midenla temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadaskelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límitesuperior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma comoel cero de la escala de temperatura kelvin.

La Ley Cero De La Termodinámica
Las propiedades de numerosos cuerpos cambian cuando alternamos su temperatura,como al sacarlos de un refrigerador y ponerlos en un horno caliente. Por ejemplocuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido,una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica deun alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado.Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumentoque nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y Bestán en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están enequilibrio térmico entre sí.

La Primera Ley De La Termodinámica
Una de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energíaque acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tandiversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, lacombustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismoscomplejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión yredistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece yhacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energíamecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en elmovimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corrientecalienta un conductor o es capaz de realizar un trabajo mecánico o químico;energía radiante inherente a la luz visible y a la radiación en general; yfinalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone demanifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.

Termoquímica
La termoquímica es una rama de la física química que trata de los cambios térmicosasociados a las transformaciones químicas y físicas. Su objetivo es ladeterminación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en losdistintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo de dichos reajustessin recurrir a la experimentación.
Desde un punto de vista práctico es esencial conocer si en una reacción específicahay absorción o desprendimiento de calor y en qué proporción a fin de ayudarsu remoción o de suministrar el que sea necesario. Resulta imperioso estudiarla determinación experimental de los calores de reacción, tanto como losprincipios termodinámicos para evaluar los cambios sin recurrir a laexperiencia. Las unidades de energía más generales son la caloría, y eljulio.

Medición de los cambios térmicos
Para determinar directamente la variación de calor comprendida en una reacción, se usa el calorímetro, que consiste en un recipiente aislado lleno de agua enla cual se sumerge la cámara de reacción. Cuando la reacción es exotérmicael calor producido se transfiere al agua cuyo ascenso de temperatura se lee conprecisión mediante un termómetro sumergido en ella. Conociendo la cantidad deagua, su calor específico y la variación de temperatura se calcula el calor dereacción después de tener en cuenta también algunas correcciones por radiación,velocidad de enfriamiento del calorímetro, aumento de temperatura de lasvasijas, agitadores, etc. Estas correcciones se evitan al determinar lacapacidad calorífica del calorímetro por combustión de cierta cantidadconocida de sustancia, cuyo calor de combustión se ha determinado con precisión.Con este fin, se eligen muestras de ácido benzoico, naftaleno o azúcar. Unprocedimiento distinto de evitar correcciones es el de reproducir por calefaccióneléctrica el cambio de temperatura producido en el calorímetro, para elproceso que se estudia. La cantidad de energía eléctrica para lograrloequivale al calor desprendido en el proceso. Un aparto análogo sirve tambiénpara las reacciones endotérmicas, pero en este caso se medirán descensos detemperatura en lugar de aumentos.

Calor de Reacción a volumen o Presión Constante
Hay dos condiciones bajo las cuales se efectúan las mediciones termodinámicas,una es (a) a volumen constante y la otra (b) a presión constante. En laprimera, se mantiene constante el volumen del sistema cuyo cambio térmico sebusca durante todo el curso de medición. En cambio al operar a presiónconstante, se mantiene el sistema bien sea abierto a la atmósfera, o confinadodentro de una vasija sobre la cual se ejerce una presión constante, se mantieneel sistema bien sea abierto a la atmósfera, o confinado dentro de una vasijasobre la cual se ejerce una presión constante. En estas condiciones puede tenerlugar cualquier cambio de volumen y el sistema es capaz de ajustarse a la presiónexterna constante. Las magnitudes de los cambios térmicos obtenidos en estasdos condiciones difieren en general. A volumen constante cualquier cambio térmicoque tiene lugar se debe únicamente a la diferencia.

Capacidad Calorífica
Consideremos una cantidad de calor muy pequeña dq añadida a una sistema ysupongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso detemperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida paraproducir un ascenso de temperatura de un grado es:

Y C es así la capacidad calorífica del sistema. Ahora, de la ecuación obtenemos dq = dE + pdV y de aquí:

Cuando el volumen se mantiene constante dV = 0, la ecuación se reduce a:

(1)

Esta ecuación es la realización termodinámica que define CV y nos dice que es la velocidad de cambio de la energía interna con la temperatura a volumen constante. Sin embargo, cuando la absorción de calor ocurre reversiblemente a presión constnte, entonces p = P, y la ecuación (1) se transforma en:

Pero, si diferenciamos con relación a T a presión constante P obtenemos:

En consecuencia:

(2)

Que es la definición termodinámica de Cp; es decir, es el cambio de entalpía con la temperatura a presión constante.
La diferencia entre las dos capacidades caloríficas se deduce fácilmente por un argumento termodinámico.

Pero, H = E + PV. Diferenciando esta cantidad con respecto a la temperatura a presión constante obtendremos:

y por sustitución

(3)

El problema ahora radica en relacionar el primer y tercer término de laderecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E seráen general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Sielegimos a T y V como la independientes, entonces:

E = f (T, V)

Dividiendo ambos lados de la ecuación por dT e imponiendo la condición deque la presión es constante, obtenemos:

Y la nos da finalmente

(4)

La ecuación (4) es completamente general. Veremos más adelante cómo sepuede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas.Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV paragases ideales y por consiguiente g, se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:

Gases

CP

CV

g

Monoatómicos

5

3

1.65

Diatómicos

7

5

1.44

Poliatómicos

9

7

1.28

A manera mas sencilla de determinar es mediante la fórmula

(5)

Aplicaciones indu

Material:

  • 1 Vaso de precipitados de 500 ml
  • 3 vasos de precipitados de 100 ml
  • 1 termómetro
  • 1 tapa de madrea bihoradada
  • 1 soporte universal
  • 1 anillo de fierro
  • 1 Tela de Alambre con centro de asbesto
  • 1 Mechero
  • 1 Probeta
  • 1 Balanza
  • 1 agitador de vidrio
  • 1 espátula
  • 1 vidrio de reloj

Reactivos:
Agua destilada (H2O): El agua es una sustancia, en el estado deagregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida,cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que estándisueltas en ella, con una densidad (g/ml, 20ºC) de 0.998
»1, su valor máximo es 1 g/ml, este valor sirve como patrón en los cálculos endonde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC ode 4.18 ´103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor decero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subreelectrólisis para formar hidrógeno y oxígeno.

Ácido Clorhídrico (HCl): gas incoloro, corrosivo e ininflamable, de fórmulaHCl, y con un olor característico penetrante y sofocante. Tiene un punto defusión de -114,22 °C, un punto de ebullición de -85,05 °C y una densidadrelativa de 1,268 (aire = 1,000). Se disuelve fácilmente en agua: 1 volumen deagua a 20 °C absorbe 442 volúmenes de cloruro de hidrógeno gaseoso a la presiónatmosférica.

Hidróxido De Sodio (NaOH): El hidróxido de sodio (sosa cáustica), NaOH, esun producto comercial importante que se usa para hacer jabón, rayón y celofán.También se emplea para procesar pasta de papel, en las refinerías de petróleo,y para obtener otros productos químicos. Se fabrica principalmente por medio dela electrólisis de una disolución de sal común, dando lugar a hidrógeno ycloro como subproductos importantes.

3. Determinación de la Entalpía de Combustión"

Práctica 3 "
Objetivos:

  • Determinar el calor de combustión a volumen constante de substancias sólidas aplicando el método calorímetro
  • Determinar el calor de combustión a presión constante, mediante la corrección del calor de reacción a volumen constante

Objetivos particulares:

  • Reafirmar el concepto de ENTALPÍA de Combustión
  • Aprender a determinar el calor de combustión a volumen y presión constante experimentalmente
  • Conocer de que se trata la TERMOQUÍMICA y sus fundamentos en la aplicación en la industria
  • Aprender y aplicar la famosa LEY DE HESS

Introducción:
La Termoquímica estudia los efectos térmicos que acompañan a las reaccionesquímicas, la formación de soluciones y los cambios físicos como la fusión ola evaporización. Los cambios fisicoquímicos se clasifican como endotérmicosacompañados por la absorción de calor y exotérmicos, acompañados pordesprendimiento de calor. De igual forma que toda transferencia de calor, elcalor de una reacción química depende de la condición en que se lleva a caboel proceso. Existen dos condiciones particulares en que se desarrollan losprocesos, en donde los calores de reacción son iguales a cambios en funcionestermodinámicas.

Termoquímica:
La primera corresponde a procesos a volumen constante, en donde ningún trabajose realiza sobre el sistema, obteniéndose a partir de la primera ley de latermodinámica:

(1)

Lo que significa que el calor de una reacción medido a volumen constante es exactamente igual al cambio de energía del sistema reaccionante. La segunda corresponde a los procesos a presión constante como los efectuados en sistemas abiertos a la atmósfera, para los cuales

(2)

Lo que significa que el calor de reacción medido a presión constante esigual al cambio de entalpía del sistema de reacción.

Es necesario emplear datos obtenidos con bombas calorimétricas, en lascuales se obtiene el cambio de energía (DE) y corregirla para calcular (DH)

Esto se obtiene a partir de la definición de la ENTALPÍA (H)

H = E PV

D H = DE D(PV)

Entendiéndose por D(PV) la diferencia entre los productos PV de productos y reactivos.

Como en reacciones a temperatura constante el D(PV) depende del cambio de moles gaseosos entre productos y reactivos, se tiene:

D (PV) = DnRT

obteniéndose así la relación entre el cambio de entalpía y el de energía

D H = DE D nRT

Donde n se toma como el número de moles de productos menos el de reactivosque se encuentran en estado gaseoso.
Ya que E y H son funciones punto, el
DE o el DH para cualquier reacción química es independiente de la posibles reaccionesintermedias que puedan ocurrir.
Este principio fue establecido experimentalmente por Hess y se conoce como Leyde Hess.
CALOR DE FORMACIÓN MOLAR: Es el calor de reacción para la formación de un molde compuesto a partir de los elementos que los constituyen en su forma másestable.
Cuando los datos termoquímicos empleados para predecir el calor de una reacciónson los calores de formación tipo (1 atm, 25ºC) el calor de reacción asídeterminado se llama calor de reacción tipo y se obtiene expresando la ley deHess como sigue:

CALOR DE COMBUSTIÓN MOLAR: Es el calor generado en una reacción de combustión de un mol de sustancia, obteniéndose como productos, el CO2(g), H2O(l), SO2(g) y NO2(g).
El calor de combustión, puede calcularse a partir de la elevación de temperatura que resulta de una reacción de combustión bajo condiciones adiabáticas en un calorímetro.
CALORIMETRÍA: Es una parte de la fisicoquímica que se encarga de la realización precisa y exacta de mediciones calorimétricas en dispositivos llamados calorímetros.
El calor generado durante la combustión se puede obtener como resultado de un balance térmico.

QV comb + Q3 + Q4 = Q1 + Q2

De donde el calor de combustión molar a volumen constante se obtiene así:

4. "Cinética Química"

Práctica 4
Objetivos:

  1. Observar el efecto que tiene sobre la velocidad de reacción, cada uno de los factores siguientes: superficie de contacto, concentración y temperatura
  2. Explicar el efecto que produce la presencia de un catalizador en una reacción química
  3. Determinar el valor de la energía de activación para una reacción

Objetivos particulares:

  • Determinar la energía de activación.
  • Relacionar la energía de activación con las concentraciones y tiempos en que se lleva a cabo una reacción.
  • Reconocer en que grado altera la velocidad de una reacción un catalizador.
  • Relacionar la Teoría de Colisiones con la formación de productos en una reacción

Introducción:
La cinética Química estudia la velocidad de reacción y los factores que lamodifican. Una reacción química puede ser lenta (como la producción de un polímero,o la fermentación de un azúcar) o, por el contrario, espontánea (como ladescomposición del agua oxigenada o la descomposición de los alimentos). Enesos casos, es necesario encontrar la forma de acelerarla o bien, de retardarla.Para tener éxito a nivel industrial en el desarrollo y operación de losprocesos de transformación química, se requiere del conocimiento de lascondiciones en las cuales se alcanzan velocidades con aplicación comercial, queincluso determinan el diseño del equipo, el tiempo de residencia y la economíamisma del proceso.

La velocidad de reacción se define como la variación de la concentraciónde un reactivo con respecto al tiempo. Sus unidades pueden ser mol/ L.s perotambién es posible medir otra propiedad que sea proporcional ala concentraciónde un reactivo y que varié con el paso del tiempo (volumen, masa, etc.) Losfactores que modifican la velocidad de reacción son: naturaleza de losreactivos, superficie de contacto, concentración, temperatura, catalizadores,luz y presión (para el caso de sustancias en estado gaseoso). .

Consideraciones Teóricas
Estos fenómenos se explican con base en la "teoría" de lascolisiones., que establece el hecho de que las reacciones se producen porchoques entre las moléculas, y si uno de estos choques va acompañado de unacierta cantidad de energía (la energía de activación), se favorece entoncesel inicio de la reacción y por lo tanto, la formación de productos.

Efecto de la temperatura: Arrhenius establece que la variación de lavelocidad de reacción en función de la temperatura se representa como:

donde k es una constante de velocidad, Ea es la energía de activación en cal/mol. R es la constante de los gases {1.987 cal/mol K) y T es la temperatura absoluta.

Otra forma de expresar esta ecuación es:

Cinética De Las Reacciones Homogéneas
La cinética química es aquella rama de la físico-química que estudiavelocidad de las reacciones y sus mecanismos. Una pregunta de importancia que latermodinámica no plantea, es: ¿Con qué rapidez y cuál es el mecanismo de unareacción? La termodinámica considera únicamente las relaciones de energíaentre los reactivos y los productos de una reacción, sin intentar señalar lasetapas de paso, la rapidez con que se alcanza el equilibrio. La cinéticacomplementa ala termodinámica al proporcionar información de la velocidad ymecanismo

transformación de reactivos en productos.
No todas las reacciones se prestan a un estudio cinético. Así, las iónicasproceden con tanta rapidez que parecen instantáneas. Las explosiones y otras,de las cuales N2O4 → 2NO2 constituye unejemplo, también proceden tan rápidamente, lo cual imposibilita determinar suvelocidad, o se requieren procedimientos especiales para determinarla. Por otraparte, algunas reacciones son tan lentas que para observar un cambio perceptibleen ellas, es necesario el transcurso de meses o aún años, a la temperaturaordinaria. Entre ambos extremos quedan las reacciones cuyas velocidades resultanvalorables. A esta categoría corresponden las gaseosas, igual que muchas otrasen solución que comprenden tanto las sustancias orgánicas como las inorgánicas.

La velocidad de una reacción depende de la naturaleza de las sustancias,temperatura, y concentración de los reactivos. Un incremento de temperaturaproduce casi invariablemente un aumento de velocidad; en efecto, en muchasreacciones un ascenso de 10 ˚C duplica dicha velocidad, y a veces el efectoes aún mayor. De igual manera, con excepción de algunas reacciones ( de ordencero) , en las cuales no ejerce efecto la concentración, el aumento de laconcentración inicial origina una aceleración en la velocidad. Esta nopermanece constante durante el proceso de transformación, si no que es máximaal comienzo y decrece a medida que se consumen los reactivos. Teóricamente, esnecesario un tiempo infinito para que esa velocidad se haga cero. En la práctica,consideramos que aquélla procede con tal lentitud, después de un ciertotiempo, que se lleva a cabo en un intervalo finito de tiempo. Además, muchasreacciones se ven influidas por la presencia de sustancias con capacidad deacelerar o disminuir la velocidad, y que se conocen con el nombre decatalizadores, y las reacciones afectadas se dice que son canalizadas. Cinéticamentelas reacciones se clasifican en homogéneas o heterogéneas. Las primeras tienenlugar en una sola fase. Si hay dos o más de éstas en un proceso, como sucedeen la reacción de un gas en la superficie de un catalizador sólido o en lasparedes de un recipiente, se dice que la reacción es heterogénea. Los trestipos de reacciones homogéneas, son: (a) sin catalizar, (b) reacciones encadena, y ( c ) catalizadas.

Medición De La Velocidad De Reacción
Los estudios cinéticos se llevan a cabo a temperatura constante. Se prepara lamezcla de reacción de composición conocida y se termostatiza, midiéndose ladisminución de concentración de los reactivos y aparición de productos enfunción del tiempo, por un procedimiento adecuado. A partir de los datos deconcentración-tiempo se deduce el comportamiento del proceso, con ayuda deciertos principios que se darán a continuación. La dependencia de la velocidadcon la temperatura se obtiene al repetir este procedimiento en cierto númeroadecuado de temperaturas. La forma más conveniente de seguir los cambios deconcentración que tienen lugar en una reacción, es remover muestras de unsistema en distintos intervalos de tiempo, detener la reacción y analizar lasmuestras para determinar la concentración del reactivo y producto. Sin embargo,si es posible se prefiere seguir los cambios de concentración en un sistema quereacciona usando alguna propiedad física que varía con el tiempo, y desde lacual se pueden deducir las concentraciones necesarias. En las reaccionesgaseosas que involucran en cambio de volumen, la propiedad más comúnmenteobservada es la variación de presión manteniendo constante el volumen, o elcambio de éste cuando aquélla es constante.

La Energía De Activación
En las reacciones que comprenden dos o más moléculas es lógico suponer queantes de que proceda, sus moléculas deben estar en contacto, o con otraspalabras, deben chocar entre sí. Si el choque es causa suficiente para que seproduzca la reacción, la velocidad de reacción debería ser igual a la dechoque. Sin embargo, cuando el número de moléculas que reacciona en un procesode gases como el que se obtiene a partir de las constantes de velocidadobservadas, se compara con el calculado a partir de la teoría cinética, seobserva que este último valor sobrepasa al de las moléculas que llevan a cabola transformación en un múltiplo elevado de la potencia diez. Estadiscrepancia se explica sólo con la suposición de que las moléculas debenposeer una configuración especial para que reaccionen, o bien necesitanencontrarse en un estado de energía muy elevado, o ambos ala vez. Aunque laconfiguración desempeña un papel importante en algunos casos, el término Ea.de la ecuación de Arrhenius y otras consideraciones favorecen definitivamenteel estado de energía excepcional como requisito básico de la reacción; esdecir, los moléculas deben activarse antes de que puedan reaccionar por colisión.Según el concepto de activación, los reactivos no pasan directamente aproductos, sino que primero adquieren energía suficiente para sobrepasar unabarrera de energía de activación. Las ideas involucradas se hacen más clarascon la ayuda de la figura 1. En ésta, A representa la energía promedio de losreactivos, C la de los productos y B la mínima que los reactivos deben alcanzarpara que reaccionen. Las moléculas en B, se encuentran activadas o en estadoactivado. Como deben encontrarse en este estado antes de que la reacción puedaproceder, su camino es ABC. En otras palabras, las moléculas tienen que saltarla barrera de energía antes de que puedan rodar por la colina y formarproductos.

Catálisis
Es un hecho bien conocido, que la velocidad de muchas reacciones cambia alintroducir ciertas sustancias diferentes de los reactivos que aparecen en laecuación estequeométrica del proceso. Así, una pizca de di6xido de manganesoprovoca el desprendimiento de oxido de clorato de potasio, los hidrocarburos nosaturados se hidrogenan en presencia de níquel, el dióxido de azufre se oxidaa trióxido en presencia de platino, y el yodo acelera la descomposición del óxidonitroso. En todos estos procesos, las sustancias extrañas añadidas permanecensin alteración al final de la reacción y pueden usarse de nuevo otra vez.Cualquier sustancia que modifica la velocidad de una reacción química sin queella misma sufra alteración se denomina catalizador, y al fenómeno en sí sedesigna como catálisis. El poder de un catalizador yace en su capacidad paracambiar la velocidad a la cual una reacción, determinada por las relaciones deenergía libre tiene lugar. Una reacción es factible de realizar si su variaciónde energía libre es negativa. No obstante, aún en este caso, la velocidad detransformación es a veces tan lenta que parece como si los reactivos fueseninertes. En tales casos, el fin del catalizador es acelerar la reacción ypermitir una aproximación más rápida al equilibrio. Desde el punto de vistatermodinámico, por ese motivo, la catálisis no introduce ninguna. complicaciónen las relaciones energéticas del sistema. La energía libre, el calor dereacción y la entropía de una reacción siguen siendo iguales tanto en el casode que aquélla proceda per se o sea acelerada por un catalizador. Como uncatalizador no cambia el valor de ΔF˚ de una reacciσn, tampocomodifica la constante de equilibrio. Por lo tanto, si se altera la reacciσndirecta debe alterarse también la de sentido contrario. Con otras palabras, uncatalizador debe acelerar tanto las reacciones en un sentido como en el opuesto.La experiencia demuestra que así sucede. En ocasiones parece que el catalizadormodifica la constante de equilibrio, pero entonces un estudio del problemarevela que o bien participa el catalizador activamente como un reactivo, oexiste alguna complicación no prevista. La actividad de un catalizador seincrementa generalmente con la concentración, aunque esto no es invariablementecierto. Además, la concentración del catalizador aparece en la ecuación de lavelocidad, lo que sugiere que aquél participa como un reactivo pero que seregenera al finalizar la secuencia de las etapas de reacción. Sin embargo, estafunción no constituye su único efecto, si no que usualmente conduce a undecrecimiento de la energía de activación; y este descenso de la barrera deenergía entre reactivos y productos ocasiona una reacción de velocidad máselevada.

La catálisis puede ser homogénea o heterogénea, según que el catalizadorforme una sola fase con los reactivos o constituya una fase separada.

Material Y Equipo

  • 2 Tubos de ensayo {I6x150mm)
  • 1 gradilla de madera
  • 1 probeta de 100 mL
  • 4 vaso de precipitados de 100 ml
  • 1 soporte universal con anillo
  • 1 tela de alambre con asbesto
  • 1 mechero Bunsen
  • 2 pinzas para tubo de ensayo.
  • 1 termómetro (-10 a 110 °C)
  • 1 pipeta graduada de 10ml.
  • 1 cronometro
  • 1 mortero con pistilo
  • 1 agitador de vidrio
  • 3 buretas de 25 ml, en soporte ( por grupo)
  • 1 pipeta con agua destilada

Reactivos:
AGUA DESTILADA (H2O): El agua es una sustancia, en el estado deagregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida,cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que estándisueltas en ella, con una densidad (g/ml, 20ºC) de 0.998
»1, su valor máximo es 1 g/ml, este valor sirve como patrón en los cálculos endonde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC ode 4.18 ´103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor decero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subreelectrólisis para formar hidrógeno y oxígeno.

Ácido sulfúrico (Sol'n 0.25 M de H2SO4), de fórmulaH2SO4, es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidadrelativa de 1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36 °C, un punto deebullición de 340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Almezclar ácido sulfúrico con agua se libera una considerable cantidad de calor.A menos que la mezcla se agite bien, el agua añadida se puede calentar más alláde su punto de ebullición y la formación repentina de calor puede hacer saltarel ácido fuera del recipiente.

Bisulfito de Sodio: (Sol'n 0.01 N de NaHSO3) Sustancia que Conaire húmedo se oxida lentamente a ácido sulfúrico, y es un componente básicode otros ácidos, como el ácido tiosulfúrico, H2S2O3, y el ácido sulfuroso,H2SO3. Este último tiene dos hidrógenos reemplazables y forma dos clases desales: sulfitos y sulfitos ácidos. En una disolución, los sulfitos ácidos obisulfitos de los metales alcalinos, como el bisulfito de sodio, NaHSO3, actúancomo ácidos.

El permanganato de potasio (Sol'n 0.0025 M de KmnO4): Es un sólidopúrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y como agenteoxidante en muchas reacciones químicas importantes.

Ácido oxálico (Sol'n 0.0025 de C2H2O4), Esel ácido etanodioico, sólido incoloro de fórmula HO2CCO2H, que cristaliza condos moléculas de agua. A 100 °C pierde el agua de cristalización, y elácido anhidro funde a 190 °C. Se utiliza en análisis químico por supoder reductor y en especial en la determinación de magnesio y de calcio. Tambiénse emplea en tintorería, en el curtido de pieles, en síntesis de colorantes ycomo decapante.

El sulfato de manganeso (Sol'n 0.045 M de MnSO4) Un sólidocristalino de color rosa, se prepara por la acción de ácido sulfúrico sobredióxido de manganeso, y se utiliza en tintes para el algodón.

Yodato de Potasio (Sol'n 0.0025, 0.005, 0.01, 0.02 y 0.04 N de KlO3):El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble enagua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para eltratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides.

Almidón (Sol'n al 5 % de almidón, C6H10O5):Nombre común de un hidrato de carbono complejo, inodoro e insípido, en formade grano o polvo, abundante en las semillas de los cereales y en los bulbos ytubérculos. Las moléculas de almidón están compuestas de cientos o miles deátomos, que corresponden a los distintos valores de x, de la fórmula anterior,y que van desde unos cincuenta a varios miles.

Tabletas efervescentes (*): En la naturaleza existen varios carbonatos inorgánicosen forma de minerales y menas importantes; entre ellos están la calcita(CaCO3), la magnesita (MgCO3), la siderita (FeCO3) y la smithsonita (ZnCO3).Como grupo, pueden ser reconocidos por su efervescencia al tratarlos con ácidoclorhídrico. Todos esos carbonatos se descomponen con el calor, produciendo CO2y generalmente el óxido sólido del metal.

Conclusiones
Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factores industrialesque modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichosfactores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requeridopara que un proceso se lleve a cabo en la industria, lo anterior es importante,puesto que es de gran utilidad el aplicar los factores que puedan hacer que unproceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchasocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo esobtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendoasí que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren unaumento en la velocidad del proceso y una disminución en el tiempo de realizacióndel mismo. A lo largo de esta investigación hemos adquirido mas conocimientosdel tema de la cinética de las reacciones y esto me facilitara la compresiónde temas similares que le siguen. Posterior a esto podremos resolver problemasde aplicación en la industria a estos temas con mayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones de la CINÉTICA QUÍMICA sonimportantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores ylas bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimientoperfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Porejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y precisode los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar sies un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya quemuchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejarel comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costosy se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya quegracias a estos se necesita saber el tiempo de reacción.

Efecto de Concentración

KIO3

NaHSO3

(min)

0.0025

0.01

9.39

0.005

0.01

2.48

0.01

0.01

1.42

0.02

0.01

0.783

0.04

0.01

0.318

 

 

 

 

 

Efecto de Temperatura

T (ºC)

T(ºK)

1/T

tiempo (s)

ln t

25

298

0.0033557

904.64

6.80753707

45

318

0.00314465

93

4.53259949

50

323

0.00309598

96

4.56434819

54.5

327.5

0.00305344

103

4.63472899

62

335

0.00298507

46.725

3.84427935

Efecto del Catalizador

T (ºC)

T(ºK)

1/T (ºK-1)

Tiempo (s)

ln t

25

298

0.0033557

105

4.65396035

45

318

0.00314465

11.45

2.43798973

50

323

0.00309598

8

2.07944154

54.5

327.5

0.00305344

7

1.94591015

62

335

0.00298507

6.55

1.87946505

 

Gráficas:

haciendo uso de:

Determinamos el valor de la pendiente

b =

5.288291667 N

y la ordenada es

Gráfica 3:

7haciendo uso de:

 

Determinamos el valor de la pendiente y de la ordenada al origen

m=

7702.50069ºK

b =

-19.2087804

 

Por lo tanto la ecuación de la recta queda establecida como

entonces queda como:

sabiendo que:

por lo tanto, despejando a Ea de la última ecuación tenemos

Ea = (1.987 cal/molºK)(7702.50069ºK) = 15304.8688 cal/mol

Cuestionario

  1. ¿Qué diferencia hay entre "velocidad de reacción" y "tiempo de reacción"?

    R = La Velocidad de Reacción es la rapidez con que reaccionan los reactivos en una reacción química para formar productos, mientras que el Tiempo de Reacción es la tardanza de una reacción química en reaccionar, es decir, el tiempo que tarda desde que los reactivos se ponen a reaccionar hasta que se obtienen los productos finales.

  2. Represente gráficamente la variación de la concentración con el tiempo.

3.- Determine gráfica la velocidad media de la reacción 2:

haciendo uso de:

Determinamos el valor de la pendiente

b =

5.288291667 N

y

5: Construir una gráfica ln qvs. 1/T donde T esté en KELVIN

KIO3

NaHSO3

(min)

0.0025

0.01

9.39

0.005

0.01

2.48

0.01

0.01

1.42

0.02

0.01

0.783

0.04

0.01

0.318

6.- Calcular el valor de la energía de activación (Ea) para la reacciónllevada a cabo en el experimento Nº3 (efecto de la temperatura)

T (ºC)

T(ºK)

1/T

tiempo (s)

ln t

25

298

0.0033557

904.64

6.80753707

45

318

0.00314465

93

4.53259949

50

323

0.00309598

96

4.56434819

54.5

327.5

0.00305344

103

4.63472899

62

335

0.00298507

46.725

3.84427935

 

haciendo uso de:

Determinamos el valor de la pendiente y de la ordenada al origen

m=

7702.50069ºK

b =

-19.2087804

 

Por lo tanto la ecuación de la recta queda establecida como

entonces queda como:

sabiendo que:

por lo tanto, despejando a Ea de la última ecuación tenemos

Ea = (1.987 cal/molºK)(7702.50069ºK) = 15304.8688 cal/mol

7. ¿Cómo actúa un catalizador? Explique en términos de energía deactivación.

R = La forma en que actúa un catalizador es alterándose la velocidad de unareacción química sin sufrir en sí ningún cambio químico, combinándose conuno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otromás fácilmente; sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de lareacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos esacelerada en un grado similar. Lo anterior está relacionado con la energía deactivación, ya que el catalizador hace que la misma se genere mas rápidamentey así produzca la reacción química en menor tiempo, rompiendo así la barreraenergética que tiene que ser sobrepasada para que la reacción tenga lugar.

8. ¿Qué importancia tiene desde el punto de vista industrial el conocer losfactores que modifican la velocidad de un proceso de transformación química?

R = La importancia de conocer los factores que modifican la velocidad de unproceso es de gran uso, ya que gracias a dichos factores podemos determinar omejor aún lograr el tiempo necesario o requerido para que un proceso se lleve acabo en la industria, lo anterior es importante, puesto que es de gran utilidadel aplicar los factores que puedan hacer que un proceso se acelere o se vuelvalento si así lo requerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificarla velocidad de un proceso. Un ejemplo es querer obtener cierto número deproducción en menor tiempo que el normal, requiriendo así que los procesos seaceleren haciendo uso de los factores que logren un aumento en la velocidad delproceso y una disminución en el tiempo de realización del mismo.

5. "Equilibrio Químico"

Práctica 5
Objetivo:

  1. Determinar la constante de equilibrio, en función de la concentraciones, en un sistema homogéneo a temperatura constante.

Objetivos particulares:

  • Determinar la constante de equilibrio de forma experimental
  • Aprender la famosa "Ley de Equilibrio químico" y la fundamental "Ley de Le Chatelier"
  • Determinar la cantidad de éster producido
  • Determinar la eficiencia de la reacción de esterificación

Resumen:
En ésta Práctica se determinó perfectamente la constante de equilibrio obteniéndoseun valor de 2.0723 con una eficiencia del 61.788%, se cumplió el objetivopreestablecido, ahora bien, el empleo y el manejo del equilibrio químico asícomo también se manejaron 2 titulaciones diferentes para los volúmenes, en eldesarrollo experimental se obtuvo primero uno de 17.3 ml y después uno de 10ml, debemos siempre recordar que en la práctica se utilizó la mitad de losreactivos indicados en el manual de prácticas, el cuestionario presentainformación suficiente y necesaria para el conocimiento experimental delequilibrio químico, una de éstas es calcular el éster donde x = 1,466,666.67g de CH3COOC2H5, Experimentalmente tenemos906,224.002 g de CH3COOH, también se determinaron los factores quemodifican el equilibrio químico y la forma en que lo hacen. El principio de LeChatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estoscambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en lapropiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en ladirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. (A) Efecto de loscambios de temperatura, (B) Efecto de los cambios de concentraciones, (C) Efectode los cambios de presión

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio químico sonimportantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores ylas bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimientoperfecto del valor de la constante de equilibrio para determinar en que aparatose utilizaron. Por ejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren unconocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en dondelos tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si hay o no haytransferencia de calor, ya que muchas veces la transferencia de calor puede sersumamente importantes y manejar el comportamiento para poder manejarlosadecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovechan al máximo para obtenermayor eficiencia en la industria.

Introducción:
Es un hecho familiar bien establecido, que muchas reacciones no finalizan, sinoque proceden hasta cierto punto y se detienen, dejando con frecuencia cantidadesconsiderables de reactivos inalterados. Bajo un con- junto de condiciones dadasde temperatura, presi6n y concentraci6n, el punto en el cual una reacci6nparticular parece detenerse es sien1pre el mismo; es decir, existe en este puntoentre las concentraciones de los di- versos reactivos y productos una relaci6nfija definida. Cuando una reacción alcanza este estado, se dice que. seencuentra en equilibrio, que no debe considerarse como aquél en que cesa todomovimiento, Sino que es más provechoso considerarlo como un estado en el cualla velocidad con que desaparecen los reactivos originando producto esexactamente igual ala de interacción de los productos que restablecen lassustancias reaccionantes. Bajo estas condiciones no hay una transformaciónperceptible en el sistema, y el resultado final es un estado aparente de reposocompleto. Este equilibrio designa como dinámico, en contraste con el estáticodonde no hay movimiento alguno. Todos los equilibrios físicos y químicos entreestados se consideran de naturaleza dinámica. Los equilibrios químicos seclasifican en dos grupos, esto es, a) los homogéneos y b) heterogéneos. Losprimeros son los que se establecen en un sistema en el cual sólo existe unafase, como por ejemplo, aquellos sistemas que contienen gases únicamente, o unasola fase líquida o sólida. Por otro lado, un equilibrio heterogéneo, es aquélestablecido en un sistema con mas de una fase, como el que existen entre un sólidoy un gas, liquido y gas o sólido y sólido.

KP y KC En Las Reacciones Gaseosas.

Antes de seguir es necesario relacionar las constantes de equilibrio termodinámicocon las cantidades medibles experimentalmente, como son las presiones parcialesde los reactivos y productos en el equilibrio en el caso de las reaccionesgaseosas, y concentraciones para las reacciones en solución. Aquí discutiremoslas reacciones que involucran a es única- mente, o gases y fases purascondensadas. Los equilibrios en las soluciones . la actividad de un gas puro esidéntica con la fugacidad y está dada por a = Py, donde P es la presión delgas y su coeficiente de actividad. La relación correspondiente para un gas enuna mezcla de ellos está dada por la regla de la fugacidad de Lewis, queestablece que la actividad de un gas cualquiera en una mezcla es igual a supresión parcial multiplicada por el coeficiente de actividad del gas puro a lapresión total de la mezcla. De acuerdo con esta regla, para una , especiagaseosa cualquiera i en una mezcla se cumple.

 

 

El primer término de la derecha en la ecuación anterior se puede representar por Kp, es decir:

Kp es la constante de presiones de equilibrio de una reacci6n;para evaluarla, podemos usar cualquier unidad de presión. Por otra parte, Kγes una cantidad cuya magnitud depende de los gases involucrados y de la presión.En gases ideales, o en los reales a presión cero, γ= 1 y, de aquí, Kγ= 1. Bajo estas condiciones, Ka = Kp es decir, ambasconstantes son iguales. En gases no ideales, a presiones mayores que cero, losvalores de y se desvían de la unidad y lo mismo sucede con Kγ; de hecho,para una reacción dada, el valor de Kγ está determinado por la presióntotal del sistema y variará a medida que cambie esta última. Por lo tanto, sesigue de la ecuación Ka que mientras que para una reacción ytemperatura dadas Ka es una verdadera constante, Kp puedeno serio sino una función de la presión total de equilibrio. Los límitesdentro de los cuales las presiones son reemplazables por las actividades, se handiscutido en el capítulo precedente. En general, es posible establecer que Kpes aproximadamente igual que Ka a presiones totales bajas. Como lamayoría de los ejemplos de equilibrio que citaremos comprenden gases en lascondiciones acabadas de señalar, procederemos bajo la suposición de que Kaes sinónimo de Kp.

Aunque los equilibrios que comprenden gases se formulan más frecuentementeen función de las presiones parciales para dar Kp, también seexpresan con frecuencia en tém1ino de las concentraciones, de esta manera:

donde. Kc es la constante de equilibrio de las concentraciones. Los valoresde Kp y Kc así obtenidas para una reacción dada son generalmente distintas numéricamente,pero es fácil lograr una relación entre ellas a cualquier temperatura T siconsideramos que los gases involucrados se comportan de manera ideal. En estecaso se cumple que

P = (n / V)RT = CRT, y al sustituir esta relación en la ecuación de Kp,

Pero (c d ···· _) -(a b ····)representa el cambio en el número total de moles de los productos gaseosos y delos reactivos durante la reacción. Si designamos a esta diferencia por ∆ng,obtendremos la siguiente relación entre las dos constantes :

Kp = Kc (RT) ∆ng

Resulta claro, de la ecuación anterior, que Kp = Kc, sólo cuando Δng= O; es decir, cuando no hay cambio de volumen en la reacción, y cuando lo hay,Kp ≠ Kc. Cuando hay un incremento de volumen en la reacción Δnges positivo y Kp, es numéricamente mayor que Kc. Si Δng esnegativo, hay una disminución de volumen y Kp es menor que Kc. Usando laecuaci6n antes descrita , R debe expresarse en las mismas unidades en que lo estánlas presiones y volúmenes involucrados en Kp y Kc.

Propiedades De Las Constantes De Equilibrio
A causa de la importancia fundamental de los cálculos del equilibrio, no estáde más recapitular y recalcar las propiedades de la constante de equilibrio deuna reacción. En la siguiente discusión supondremos que Kp o` Kc sonverdaderas constantes en una reacción.

Primero, el principio de la constante es válido sólo en este punto deequilibrio. No se aplica a las concentraciones posibles de hallar en un sistemaen reacción sino únicamente en el equilibrio verdadero, ya menos que sereemplacen en las ecuaciones Kp o` Kc las concentraciones correspondientes alpunto de equilibrio, no cabe esperar obtener valores d las constantes. Repetimosque la constante de equilibrio de una reacción a una temperatura fija, esindependiente de la concentración o presión para toda las concentraciones opresiones. Además, su variación respecto a la temperatura es predecibletermodinámicamente. La magnitud de la constante determina la extensión a lacual proceder una reacción particular bajo condiciones establecidas. Un valorgrande de Kp ó Kc señala que el numerador de la expresión de la constante loe en comparación con el denominador, es decir, que las concentraciones d losproductos son mayores que la de los reactivos, y que la reacción favorece laformación de los productos. Por otra. parte, cuando Kp ó Kc son pequeñas, lasconcentraciones de los reactivos son grandes en comparación las de losproductos y todo indica que la reacción no procederá el cantidad apreciablebajo las condiciones señaladas.

Además, la constante de equilibrio define cuantitativamente el efecto de lasconcentraciones de los reactivos y productos sobre la extensión de Ia reacción.Por ahora deduciremos cualitativamente algunas conclusiones de validez general.Con este propósito consideremos la reacción siguiente :

H2(g) CI2(g) = 2HCI(g)

cuya constante de equilibrio viene dada por:

Como Kp no varía con la presión, la relación entre los valoresparciales d las presiones del H2, C12 y HCI, enla ecuación anterior, deben permanecer constantes bajo cualquier condición auna temperatura establecida. Si añadimos ahora hidrógeno a ;una mezcla de lostres gases, la presión de este gas se incrementa, y la relación entre laspresiones parciales dada por la ecuación anterior se modifica. Para acomodar elhidrógeno añadido sin alter. la constancia de Kp, debe disminuir lapresión del gas cloro, mientras que la del cloruro de hidrógeno debe aumentar,lo cual debe verificarse por una nueva interacción del hidrógeno y cloro paraformar cloruro de hidrógeno y el proceso continuará hasta que se restablece elvalor de Kp y los gases se encuentran de nuevo en equilibrio. Igual efecto seproduce al agregar, cloro. Por el contrario, la adición de cloruro de hidrógenoaumenta I numerador y, por lo tanto, el denominador debe también aumentar, si ipreserva la constancia de Kp. Esta vez, el ajuste se logra por disociaci6 delHCI en H2 y CI 2 hasta el restablecimiento del equilibrioy Kp regresa a su valor constante.

De esta conducta de una mezcla en equilibrio, cuando se adiciona a la mismaun exceso de reactivos o productos, es posible sacar las dos conclusionessiguientes :
I.- La presencia de un exceso de alguno de los reactivos tiende a desplazar unareacción hacia una eliminación más completa de aquellos que no se encuentranen exceso.
2.- La presencia inicial de los productos disminuye la proporción de conversiónde reactivos a productos.

El Equilibrio En Sistemas De Gases
Se han realizado muchos estudios experimentales directos de equilibrios degases, ya continuación se discuten con detalle algunos ejemplos indicando los métodosutilizados, así como la aplicación de las constantes de equilibrio.

El Principio De Le Chatelier-Braun
Para predecir cualitativamente el efecto de la variación de presión o de latemperatura sobre un sistema en equilibrio se hace uso del principio de LeChatelier-Braun, que establece que siempre que actúa una fuerza sobre unsistema en el estado de equilibrio.. éste reaccionará en una dirección quetiende a contrarrestar la fuerza aplicada. Así, si aplicamos presión a unsistema, la tendencia de la fuerza será la de disminuir el volumen.. por tantose produce una reacción en el sistema que favorece al volumen menor. En elequilibrio del amoníaco la combinación del nitrógeno e hidrógeno paraformarlo se alcanza con una disminución de volumen de tres a uno, y de aquíque según el principio de Le Chatelier-Braun podemos esperar que la formacióndel amoníaco se vea favorecida por un incremento de la presión total. Esto eslo que acontece en realidad.

De nuevo cuando una reacción es endotérmica, es decir absorbe calor, laadición de éste la favorece y la reacción tendrá lugar más fácilmente atemperaturas elevadas. Por el contrario si es exotérmica, debemos esperar quela adición de calor tienda a inhibirla, y de aquí que a altas temperaturastiende a proceder en sentido inverso.

Conclusiones
En ésta Práctica se determinó perfectamente la constante de equilibrio obteniéndoseun valor de 2.0723 con una eficiencia del 61.788%, se cumplió el objetivopreestablecido, ahora bien, el empleo y el manejo del equilibrio químico asícomo también se manejaron 2 titulaciones diferentes para los volúmenes, en eldesarrollo experimental se obtuvo primero uno de 17.3 ml y después uno de 10ml, debemos siempre recordar que en la práctica se utilizó la mitad de losreactivos indicados en el manual de prácticas, el cuestionario presentainformación suficiente y necesaria para el conocimiento experimental delequilibrio químico, una de éstas es calcular el éster donde x = 1,466,666.67g de CH3COOC2H5, Experimentalmente tenemos906,224.002 g de CH3COOH, también se determinaron los factores quemodifican el equilibrio químico y la forma en que lo hacen. El principio de LeChatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estoscambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en lapropiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en ladirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. (A) Efecto de loscambios de temperatura, (B) Efecto de los cambios de concentraciones, (C) Efectode los cambios de presión

Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factoresindustriales que modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya quegracias a dichos factores podemos determinar o mejor aún lograr el tiemponecesario o requerido para que un proceso se lleve a cabo en la industria, loanterior es importante, puesto que es de gran utilidad el aplicar los factoresque puedan hacer que un proceso se acelere o se vuelva lento si así lorequerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificar la velocidad deun proceso. Un ejemplo es obtener cierto número de producción en menor tiempoque el normal, requiriendo así que los procesos se aceleren haciendo uso de losfactores que logren un aumento en la velocidad del proceso y una disminución enel tiempo de realización del mismo. A lo largo de esta investigación hemosadquirido mas conocimientos del tema de la cinética de las reacciones y esto mefacilitara la compresión de temas similares que le siguen. Posterior a estopodremos resolver problemas de aplicación en la industria a estos temas conmayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio químico sonimportantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores ylas bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimientoperfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Porejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y precisode los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar sies un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya quemuchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejarel comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costosy se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya quegracias a estos se necesita saber el tiempo de reacción.

Volumen de NaOH 1 M para titular el ácido sulfúrico

10 ml

Volumen de NaOH 1 M para titular la alícuota de la mezcla

17.3 ml

1. Escribir la ecuación de esterificación
CH3COOH(l) CH3CH2OH(l)
¨ CH3COOC2CH3(l) H2O(l)
Ácido Carboxílico alcohol = Ester agua
2. Escribir la ecuación de la reacción de neutralización desarrollada en latitulación del ácido acético remanente
RCOOH(l) ROH(l)
¨ 1RCOOR(l) H2O(l)
CH3COOH(l) NaOH(l)
¨ CH3COONa(l) H2O(l)
3. Efectuar el balance de masa del proceso.
En el desarrollo del experimento, tenemos varios valores importantes, los datosque tenemos son:
Ácido acético; m = 15 g, P.M. = 60 g/mol, por lo que n (iniciales) = 0.25 mol
Alcohol etílico; m = 12.75 g, P.M. = 46, por lo que n (inicial) = 0.275 mol
CH3COOH(l) CH3CH2OH(l)
¨ CH3COOC2CH3(l) H2O(l)
Inicio 0.25 mol 0.275 mol -------- ----
Reacción - x - x -------- ----
Formación -------- ----------- x x
Equilibrio 0.25 – x 0.275 – x x x = 0.525 mol
Ahora bien, determinamos el volumen total, teniendo los valores de los volúmenes,tenemos:

Reactivos

m (g)

V (ml)

CH3COOH

15

14.25

CH3CH2OH

12.75

16

H2SO4

0.46

0.25

 

 

30.5

 

Valícuota MEZCLA

5 ml

Muestra en Blanco

0.1 ml

VNaOH [ ] = 1 M (utilizado para titular 0.1 ml muestra en blanco

17.3 ml

nac = (3.46 ´ 0.0305)mol = 0.10553 mol

Acremanente Acsulfúrico = nT

nac = 40 mol (2.5´ 10-4) = 0.01 mol

teniendo en cuenta que:

Aremanente = nT – n = 0.10553 mol – 0.01 mol = 0.09553

4. Calcular la constante de equilibrio, en función de la concentraciones.

5. Calcular la eficiencia de la reacción de esterificación:
CH3COOH es el reactivo limitante
0.25 mol
®100 %
0.15447 mol
®X, por lo que X = eficiencia = 61.788%

6. Calcular la cantidad de éster producido por tonelada de ácido acéticoque reacciona para las condiciones teórica y las del experimento.
CH3COOH CH3COOC2H5
30 g -------------- 44 g
1,000,000 g -------- x donde x = 1,466,666.67 g de CH3COOC2H5

Experimentalmente tenemos:
1,466,666. 67 g
®100 %
x
¬61.788 % x = 906,224.002 g de CH3COOH

7. Explicar cuales son los factores que modifican el equilibrio químico y laforma en que lo hacen.
El principio de Le Chatelier hace posible una predicción cualitativa de ladirección de estos cambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas deequilibrio, un cambio en la propiedades del sistema dará lugar a que elequilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto delcambio.

(A) Efecto de los cambios de temperatura
Si se aumenta la temperatura (a volumen constante) de un sistema en equilibrio,éste se desplazará en el sentido que absorba calor. Por ejemplo, en la ecuacióntermoquímica de la síntesis del amoníaco, NH3, (proceso Haber)
N2(g) 3H2(g)
«2HN3(g) DH = - 92 kJ
La Reacción directa libera calor (exotérmica), mientras que la inversa loabsorbe (endotérmica). Si se aumenta la temperatura del sistema, el equilibriose desplaza en el sentido que absorbe calor (hacia la izquierda), aumentando laconcentraciones de N2 y H2. Inversamente, el rendimientoen HN3 se puede aumentar si se disminuye la temperatura del sistema,aumentando en consecuencia el valor de K.

(B) Efecto de los cambios de concentraciones
El aumento de la concentración de cualquier componente de un sistema da lugar auna acción que tiende a consumir parte de la sustancia agregada. Supóngase queen el proceso Haber para la producción de N2O4(g) al añadiren exceso a la mezcla en equilibrio se aumenta el consumo de NO2. enla misma forma, un aumento de concentraciones desplazará el equilibrio hacia laderecha.

(C) Efecto de los cambios de presión
Si se aumenta la presión de un sistema en equilibrio se desplazará de formaque disminuya el volumen lo máximo posible, es decir, en el sentido que aliviela presión. Como por ejemplo: considérese el efecto de triplicar la presiónsobre una mezcla en equilibrio de NO2 y N2O4:

N2O4 (g) «2NO2 (g)

En teoría, se esperaría que al triplicar la presión el volumen de lamezcla se reduciría a un tercio de su valor inicial. Sin embargo, bajo lasnuevas condiciones el principio de Le Chatelier nos dice que se alcanzará unnuevo equilibrio que balanceará el cambio en la presión. Es decir, que lasconcentraciones de N2O4 y NO2 cambiarían enforma tal que disminuyen el aumento en la presión, lo cual puede suceder sialgo del NO2 reacciona para formar N2O4 puestoque se consumen dos moléculas por cada molécula producida de N2O4.

Se puede decir que el aumento de la presión sobre el N2O4y NO2 produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. Sedebe anotar que el valor de la constante de equilibrio permanece igual, aunqueel equilibrio se desplaza.

6. "Equilibrio Iónico"

Práctica 6
Objetivo:

  • .Medir el grado de acidez o de basicidad de una solución, usando el método potenciometrico.
  • Ensayar el método calorimétrico para la determinación del pH
  • .Determinar el grado de disociación de un electrolito y su constante de disociación ó constante de ionización.

Objetivos particulares:

  • Determinar la constante de equilibrio de forma experimental
  • Aprender que es electrólito y tener conocimiento en su aplicación industrial
  • Aprender de que se encarga el equilibrio iónico
  • Calcular el pH de una solución cuando el volumen no varía

Introducción:
El electrolito es una sustancia que en solución acuosa está disociada en susiones, es decir:
AB(ac) A (ac) B-(ac)
El proceso de disociación electrolítica implica la separación de unasustancia en sus iones. Por ser un proceso reversible, se caracteriza por lapresencia en el momento del equilibrio, no sólo de sus iones, sino también demoléculas no disociadas.

GRADO DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA (a) O GRADO DE IONIZACIÓN.
Es la relación entre el número de moléculas disociadas en iones y el númerototal de moléculas del electrolito. Si el electrolito se disocia por completoά = 1. Los electrolitos se clasifican en fuertes y débiles.
Electrolitos fuertes: Se encuentran totalmente disociados en solución, ejemplo:

KOH(ac) K (ac) OH-(ac)
Electrolitos débiles. Son lo que no se disocian totalmente.
ejemplo : HCN(ac) H (ac) CN- (ac)

Equilibrio Iónico:
Se denomina equilibrio iónico cuando el equilibrio está presente en loselectrolitos débiles y se expresa por la constante de ionización o dedisociación correspondiente: Ka : para ácidos y Kb: para las bases.
Si es una disociación en medio acuoso, los iones resultantes son H. o bien OH-, estos son los que darán carácter ácido o básico respectivamente a lasolución.
El grado de acidez o basicidad de la solución dependerá de la concentraciónde los iones H o OH respectivamente. La concentración de estos IONES no sólodepende de la concentración del electrolito, sino que es función del grado dedisociación de éste. El agua al disociarse, libera ambos IONES en la mismacantidad, por lo que es neutra, siendo la siguiente su reacción:
H20 H OH-
y su constante de ionización (constante de producto i6nico) es:

Pero el valor del agua es siempre 1.

, las concentraciones iónicas de H+ y OH- son 1x10-7 mol/lt.

Kw = [lx10-7] [lx10-7]

Kw = [lx10-14] , el pOH= -log[OH-] y el pH= -log[H ],

entonces: pH= - log[lx10-7] = 7 - logl = 7

pH pOH = 14

la escala que demuestra la variación de pH, en función de la acidez obasicidad de una solución, es la siguiente:

O 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

Disminuye acidez neutro Aumenta basicidad

Determinación De Las Constantes De Ionización
Las constantes de ionización de los ácidos y bases débiles puedendeterminarse a partir de los datos de conductancia, y de las mediciones de laconcentración de los iones hidrógeno de una solución dada de los ácidos obases en presencia de sus sales. El método conductimétrico fue explicado a!hablar de la constante de ionización del ácido acético. Ahora, nuestra atenciónse concentra en la evaluación de las constantes de ionización a partir de lasmediciones de la concentración del Ion hidrógeno.

Con este fin consideremos específicamente una solución de ácido acéticode concentración G que contiene también acetato sódico de concentración C'.Si la de los iones hidrógeno es CH , la de ácido sin disociar es CHA= C –CH , mientras que la de los iones de acetato es la debida a laionización más la proporcionada por la sal totalmente disociada. Como en ladisociación del ácido resultan cantidades equivalentes de hidrógeno y Ion acético,la concentración de éste será CH , y CA- = (CH C'). En función de estas cantidades, la constante de ionización de los ácidosse con. vierte en

Por esa razón si conocemos C y C', todo lo que se precisa es medir CH+ para hallar K’a. Consideraciones análogas se aplican a la determinación de las constantes de ionización de las bases. Así con el hidróxido de amonio cuando su concentración es C en presencia de otra C' de cloruro de amonio, la constante de ionización K'b toma la forma:

Como se demostrará enseguida, la concentración de los iones hidrógeno yoxhidrilo en solución acuosa se hallan relacionados en forma fija, de maneraque al conocer CH, COH- queda determinada. De aquí quepor medición de la concentración del Ion hidrógeno en la solución de la basey su sal, resulta determinada COH-, y K’b se deduce apartir de la ecuación ( 100).

Calculos Que Involucran A Las Constantes De Ionizacion
Cuando se conoce la constante de ionización de un ácido o base, es posiblecalcular fácilmente el grado de ionización y la concentración de las especiespresentes en la solución bajo diversas condiciones dadas. Daremos dos ejemplosdel procedimiento.
Cálculo de grado de ionización de ácidos y bases puros. Supongamos que sedesea calcular el grado de ionización y las concentraciones de las di- versasespecies en solución de un ácido monobásico a una concentración C.

pH y pOH
Al pasar de soluciones ácidas a alcalinas la concentración del Ion hidrógenovaría muy ampliamente. Para dar un medio conveniente de expresi6n a laconcentraci6n de los iones hidr6geno sin tener que utilizar exponentesnegativos, sugiri6 Sorensen el uso de la escala pH (poder de hidrógeno) , y enbase a ella tenemos

pH = -log10 aH

esto es, la actividad del Ion hidrógeno de una solución es igual a 10-PH.Así, para una solución de pH = 4, aH = 10-4 y para otra de pH =12, aH = 10-12. Análogamente la actividad de los iones oxhidrilopueden expresarse en escala pOH mediante la definición.

pH = -log10 aH-

Como para cualquier solución acuosa aH aOH- = Kwtenemos

-log10 aH - log10 aOH- = - log10Kw

y por esa razón

pH pOH = -log10 Kw,

De esta ecuación se deduce que la suma del pH y pOR para cualquier soluciónacuosa debe ser siempre una constante igual a –log10 Kw,y de aquí que cuando el pH de la solución asciende el pOH debe disminuir, yviceversa. La condición de neutralidad se establece cuando las concentracionesiónicas de hidrógeno y oxhidrilo sean iguales, y deberán serIo también el pHy el pOH. Entonces
pH = pOH = -log10 Kw

2
Cualquier solución que tiene un pH menor que –l/2 log10 Kw seráácida, mientras que otra cuyo pH sea mayor a aquel valor será alcalina.

En el caso específico de las soluciones acuosas a 25°C, Kw = 1 X 10-14,1 y
–log10 Kw = 14. A esta temperatura, tendremos pH pOH = 14, y lasolución neutra tiene un pH de siete. Los valores menores de este númeroindican acidez y los mayores del mismo basicidad.

Desarrollo experimental.
Se inicia haciendo el cálculo del la cantidad de HCl necesario para preparar100ml. De solución 0.1 M. Posteriormente se mide el volumen determinado en unapipeta y se lleva a un . matraz aforado de 100ml, se llena el matraz hasta elaforo con agua y se marca con la etiqueta de pH= 1.
Seguido de esto, en un vaso de precipitados de 100ml. Se agregan 10ml de lasolución que se encuentra en el matraz aforado con la etiqueta de pH=l y 90mlde agua destilada. Por último se marca este vaso con la etiqueta de pH=2.
Enseguida se calcula la cantidad de NaOH para preparar 100ml. de solución 0.1M,misma que se pesa en un vidrio de reloj en la balanza granataría. Una vez quese peso el NaOH se vacía en un vaso de precipitado y se disuelve con 20ml deagua destilada, llevando luego esta solución a un matraz aforado de 100ml.Finalmente con agua destilada se completa el volumen hasta el aforo y se marcael matraz con una etiqueta de pH=13.

Del matraz aforado con etiqueta pH=13 se miden 10ml. con una pipeta y sellevan a un vaso de precipitados de 100ml y después de agregar 90ml. de aguadestilada se etiqueta con pH= 12.
Posteriormente se realiza el cálculo de la cantidad de Acetato de Sodionecesaria para preparar 100ml de una solución con un pH de 4.75, para lo cualse mide en un vaso de 250ml un volumen de 100ml de ácido acético 0.1M y seconsidera como un ácido débil cuya Ka= 1.8 x 10-5.

Una vez pesado la cantidad de acetato de sodio requerida, se agrega al vasoque contiene el ácido acético y se agita hasta que se disuelve completamente.
Finalmente se llevan al potenciómetro los vasos etiquetados incluyendo el delácido acético, y se mide el pH de todas las soluciones preparadas .
En un vaso de precipitado de 250ml se mide un volumen de 100ml. de ácido acético0.1M y se registra su pH, con este dato se calculan las concentraciones de losiones hidronio y acetato.
Enseguida se agrega 1ml de HCl concentrado al vaso que contiene el ácido acético0.1M y se agita para mezclar el contenido, por último se mide su pH en elpotenciómetro.

Material Y Equipo

  • 2 matraces aforados de 100 ml
  • 2 pipetas graduadas de 10 ml
  • 2 vasos de precipitados de 250 ml
  • 4 vasos de precipitados de 100 ml
  • 2 vidrios de reloj
  • 2 agitadores de vidrio
  • 1 espátula

Reactivos:
Agua Destilado (H2O): El agua es una sustancia, en el estado deagregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida,cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que estándisueltas en ella, con una densidad (g/ml, 20ºC) de 0.998
»1, su valor máximo es 1 g/ml, este valor sirve como patrón en los cálculos endonde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC ode 4.18 ´103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor decero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subreelectrólisis para formar hidrógeno y oxígeno.
Ácido acético (CH3 COOH) líquido incoloro, de olor irritante y sabor amargo.En una solución acuosa actúa como ácido débil. El ácido etanoico purorecibe el nombre de ácido etanoico glacial, debido a que se congela atemperaturas ligeramente más bajas que la ambiente. En mezclas con aguasolidifica a temperaturas mucho más bajas. El ácido etanoico es miscible(mezclable) con agua y con numerosos disolventes orgánicos.
Hidróxido de Sodio (NaOH), combinación que deriva del agua por sustitución deuno de sus átomos de hidrógeno por un metal. Se denomina también hidróxidoel grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característicode las bases y de los alcoholes y fenoles.

Conclusiones
Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factores industrialesque modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichosfactores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requeridopara que un proceso se lleve a cabo en la industria, lo anterior es importante,puesto que es de gran utilidad el aplicar los factores que puedan hacer que unproceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchasocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo esobtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendoasí que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren unaumento en la velocidad del proceso y una disminución en el tiempo de realizacióndel mismo. A lo largo de esta investigación hemos adquirido mas conocimientosdel tema de la cinética de las reacciones y esto me facilitara la compresiónde temas similares que le siguen. Posterior a esto podremos resolver problemasde aplicación en la industria a estos temas con mayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio iónico sonimportantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores ylas bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimientoperfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Porejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y precisode los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar sies un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya quemuchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejarel comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costosy se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya quegracias a estos se necesita saber el tiempo de reacción. En la determinaciónde la acidez del acetato de sodio 0.1 molar, es decir; en la determinación desu pH, observamos que este valor depende mucho de la preparación de la solución.En este caso, la preparación no fue la correcta, ya que el valor real del pH sediferenció mucho del valor esperado, en mas de un 100%.
Cabe mencionar, que el pH del ácido acético varió mucho al agregarle el ácidoclorhídrico, y cuando se midió el pH del ácido acético 0.1 molar, estepresento un pH mas bajo.
Finalmente, los resultados obtenidos no diferenciaron mucho de los resultadosesperados, podemos considerar que la practica se realizó exitosamente, y nohubo complicación alguna para realizar los cálculos pertinentes.
Es de suma, importancia saber' calcular el pH de las soluciones, debido a que enla industria es de vital importancia conocer el pH de los productos, ya que coneste hasta el sabor de los alimentos cambia.

Desarrollo
1.-Cantidad del HCl necesario para preparar 100ml. De solución 0.1M.
M = n/V 0.1M = n/ 0.1l t. n = 0.01mol
N = W/PM 0.1 = W/36.5 W = 0.365gr
0.365 36% X =1.01388 gr. Al 36 %
X 100%

P = 1.19 g/ml p = m/v v = m/p v


2.-Cantidad de NaOH necesario para preparar 100ml. De solución 0.1M.
M = n /V 0.1M = n / 0.1l t. n =0.01
n. = W/PM 0.01 = W/40g/mol W= 0.4 gr
0.4 98% x=0.4081 gr
x 100%
3.- Cantidad de Acetato de sodio necesaria para preparar 100ml. De solución con un pH de 4.75

Si

pH. = 4.75

PH = -log


 

 

 

Se tiene: n = MV n =
n.= 0.0101677 mol m = nPM
m =0.8337gr
0.8337gr ----100%
x ----99% x = 0.8412 gr

4.-Calcular las concentración de los iones hidronio y acetato, con el pH obteniendo anteriormente:

pH = 3.8

pH = -log

pH de las soluciones preparadas

SOLUCIÓN

pH. Esperado

PH Real

HCL 0.1M

1

2.1

HCL 0.01M

2

1.96

NaOH 0.1M

13

12.9

NaOH 0.01M

12

11.9

Ácido Acético y su sal

4.75

3.94

Ácido Acético 0.1M

2.8

3.8

Ácido Acético y HCL

--

1.99

 

Calculos y resultados:

1.-¿Encuentra usted alguna diferencia entre ls valores de pH reales y losesperados, para cada una de las soluciones?
Explique en cualquier caso.
Las diferencias más marcadas de pH, se localizaron en el HCl 0.1M, en el ácidoacético y su sal,
Y en el ácido acético 0.1M Estas diferencias, tal vez se deben a que supreparación no fue adecuada.
En el caso del HCL 0.1M, el valor de su pH esperado es de 1 y en nuestrosexperimento resultó ser de 2.1, observando que hay más del 100% de diferencia.

Para el ácido acético y su sal, su valor esperado de pH es de 4.75 y en lapractica resulto ser de 3.94, observando que hay un 17% de diferencia.
Y finalmente para el ácido acético 0.1M observamos un valor de su pH real de3.8, mientras que el pH esperado era de 2.8
2.-¿Cuál es el % de ionización (%ά) del ácido acético 0.1M?(puntos 12y 13)

%a =

 

%a =

%a = 2.511

3.-De acuerdo con lo obtenido en los pasos 14 y 15, calcule:

  1. La concentración de ión de la nueva solución.

El pH del ácido acético 0.1M y HCl fue de 1.99, por lo que:

  1. La concentración final de ión

- para lo cual debe considerar la relación:

despejando a

Ka =1.8

Como Ka es muy pequeña:

4.-¿Qué es una solución tampón, buffer o reguladora?
Es una solución que tiene la propiedad de mantener constante el Ph, en ingléses solución buffer. Las soluciones reguladoras tienen un ácido débil y sussal, o una base débil su sal.

5.- Cite cinco ejemplos donde a nivel industrial sea necesario controlar elpH, ya sea en un proceso o en la calidad de algún producto.

  • En la producción de medicamentos, ya sea vitamínicos minerales.
  • En la preparación de soluciones inyectables, sueros, etc.
  • E n la preparación de reactivos químicos para diagnosticos y reactivos Químicos para alimentos de diferentes presentaciones.
  • En la preparación de soluciones orales.
  • En industrial importantes que se dediquen a todo los procesos químicos

6.- Calcule el pH de una solución 0.2M de

7.- Calcule el grado de ionización (a) de un ácido acético 0.5M si su pHes de 3.25

8.- Calcule el pH de una solución que resulta de agregar 2g de a 250ml de solucion0.1M. Considerar que el volumen no varia.

Nota: se disocia totalmente produciendo la misma cantidad de aniones y cationes.

La concentración total de aniones será:

Con respecto a

  

 

Trabajo enviado por:
Ivan Escalona Moreno
la_polla_records_emi@yahoo.com.mx


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Publicado Saturday 27 de September de 2003