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Prácticas 2- 8 completas(Termo 4) Termodinámica Del Equilibrio De Fases (Instituto Politécnico Nacional)

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 2 “Equilibrio iónico. Estudio de la formación del ion complejo monotiocianato férrico por espectrofotometría”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

2IM41

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Objetivos En base al estudio del equilibrio químico iónico mediante un método de espectrofotometría se determinará la concentración del ion complejo monotiocianato férrico en la formación de una reacción química. La relación que se estudia es en el tipo de reacción ya que como lo hemos visto anteriormente las reacciones químicas proceden a la finalización, pero si se identifican las relaciones correctas, las reacciones químicas son reversibles. Tomando en cuenta que al avanzar a la misma velocidad las reacciones, directa e inversa se establece un estado de equilibrio dinámico, se llegara a determinar cuál es equilibrio que pose dicha reacción. El principio que se aplica fundamentalmente es de LeChatelier, el cual nos permite predecir los efectos de una variación puesta en un sistema de equilibrio. Conocer la ley fundamental en la cual se basan los métodos espectrofotométricos es la de bouguer-Beer. La cual tiene relación la luz transmitida o radiante con la cantidad de energía electromagnética.

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Introducción 

Equilibrio químico

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre sí las sustancias presentes. En la mayoría de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados, sino que, por el contrario, llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Podemos comprobar, analizando los productos formados y los reactivos consumidos, que la concentración de todos permanece constante. Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad Esto, en términos de velocidad, se puede expresar si tenemos la reacción:

aA +bB ↔ cC+dD

Se puede deducir que el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones energéticas más favorables. Cuando estas consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio, esto es, ∆ G=0 En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. En esta experiencia se va a estudiar el equilibrio entre el ion hierro ( Fe+3 ) y el ión sulfocianuro ¿ para formar un compuesto complejo Fe SCN +2

Fe+3 + SCN −¿↔ Fe SCN

+2

¿

Si en un recipiente se introduce ion hierro e ion sulfocianuro (presentes en la disolución acuosa de sus sales solubles), inicialmente sólo tendrá lugar la reacción directa (de izquierda a derecha), pero tan pronto como se forme algo del complejo, también tendrá lugar la reacción inversa (de derecha a izquierda).

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Al pasar el tiempo, la reacción directa va disminuyendo su velocidad porque disminuyen las concentraciones de los reactivos, mientras que la reacción inversa va aumentando su velocidad al ir aumentando la concentración de complejo. Necesariamente se llegará a un instante en que ambas velocidades tengan el mismo valor y la mezcla de reacción alcanza una situación de equilibrio dinámico. Una consecuencia de esta situación de equilibrio es que las concentraciones de reactivos y productos permanecerán constantes en el tiempo. A nivel macroscópico, lo que nosotros podríamos observar es que todo parece “estar parado”. Sin embargo, a nivel molecular, que nosotros no podemos ver, existirá un alto grado de actividad porque se están produciendo simultáneamente los dos sentidos de la reacción, pero con la misma velocidad con lo cual no hay conversión neta de materia. 

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio equivale al producto de las concentraciones de las sustancias formadas en una reacción química reversible en la que se ha alcanzado el equilibrio, dividido entre el producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan, elevada cada una a un exponente igual al coeficiente que precede a su respectiva fórmula en la ecuación química ajustada. Sea la reacción reversible:

aA +bB ↔ cC+dD

siendo [A], [B], [C] y [D] sus concentraciones respectivas de equilibrio. Cuando se alcanza el equilibrio, la velocidad de las dos reacciones (la directa de izquierda a derecha y la inversa de derecha a izquierda) será la misma (V r =V p ): a

b

c

V r =K r∗[ A ] ∗[ B ] ; V p =K p∗[ C ] ∗[ D ]

a

b

c

K r∗[ A ] ∗ [ B ] =K p∗[ C ] ∗ [ D ]

d

d

K r [ C ] c∗[ D ]d = =K c K p [ A ] a∗[ B ] b

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Los valores de las constantes cinéticas k1 y k-1 sólo dependen de la temperatura y por tanto Kc también será un valor constante, siempre que la temperatura se mantenga constante. 

Ley de BeerLambert

Toda sustancia tiene la capacidad de absorber ciertas longitudes de onda características de radiación electromagnética. En este proceso, la radiación es transferida temporalmente a la especie química y, como consecuencia, disminuye la intensidad de la radiación. Dicha disminución puede ser cuantificada empleando la magnitud Absorbancia, α.

Fig. I: Absorción de radiación por una muestra. Esquema de un colorímetro La absorbancia se define por el logaritmo de la relación entre la intensidad de luz entrante y la intensidad de luz saliente de una muestra que contiene la especie química en cuestión. I0 I

α =log

La ley de Beer-Lambert relaciona la concentración de una sustancia en disolución, con la disminución en la intensidad de la luz que la atraviesa. La cantidad de luz de una determinada longitud de onda, absorbida por una muestra, depende de la concentración de especie absorbente con la que se encuentra la luz al pasar por dicha muestra: α =a∗b∗c Donde: α = Absorbancia a= Absotividad (

¿ ) cm∗mol

b=Espesor de la celda( cm)

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c=Concentración(

mol ) ¿

Procedimiento experimental

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PREPARAR SOLUCIONES

•

En una probeta 2.5 ml de KSN .001 M y 6.24 de HNO3 2 M , aforar a 2.5 ml de agua destilada

Tomar una alícuota de 2,5 ml de soln, preparada y colocarla en vaso de precipitados

Correr el blanco en el equipo espectrofotométrico para quitar interferencias de los reactivos

Agregar 0.1 ml de Fe(NO3 )3 0.2M en HNO .5M( sol titulante , utilizando una pipeta graduada de 1ml , agitar para homogeneizar e inmediatamente transferir a una celda para medición espectrofotométrica.

Terminada la medición verter la muestra (alícuota) en el vaso de precipitado y repetir el paso primario agregando de 0.1 de soln titulante midiendo absorbancias 10 lecturas

De la grafica obtenida por espectroscopia UV , tomar datos de absorbancia y longitud de onda para cada una de las curvas

Calcular las concentraciones en el equilibrio de cada uno de los puntos a partir del principio de equivalencia(V1N1=V2N2)

Realizar los cálculos,. Con los valores de x y y ,. Construir una gráfica, efectuar la regresión lineal de la gráfica obtenida y la pendiente obtener la constante de equilibrio a partir de la ecu., -m =k-1

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Datos obtenidos

#M

λ max

A

1

4650

0.36

2

4650

0.71

3

4650

0.9

4

4650

0.98

5

4650

1.09

6

4650

1.18

Cálculos experimentales ¿¿ ¿¿ ¿ ¿=0.00769

¿ ¿= 0.00012

¿ ¿ =0.01481

¿ ¿=0.00012

¿ ¿ =0.02142

¿ ¿=0.00012

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¿¿

¿ ¿ =0.03333

¿ ¿=0.00012

¿ ¿ =0.03871

¿ ¿=0.00012

x=

A ¿¿¿

y=

A ¿¿¿

0.36 = 3000 0.00012

y=

0.36 = 390000 ( 0.00769)(0.00012)

0.71 = 5916.67 0.00012

y=

0.71 = 399375 ( 0.01481)(0.00012)

0.9 = 7500 0.00012

y=

0.9 = 350000 ( 0.02143)( 0.00012)

x=

x=

¿ ¿=0.00012

=0.02758

x=

x=

0.98 = 816.67 0.00012

x=

1.09 = 9083.33 0.00012

x=

1.18 = 9833.33 0.00012

y=

0.98 = 396041.67 ( 0.03759)(0.00012)

y=

y=

1.09 = 372500 ( 0.03333)( 0.00012)

1.18 = 254027.78 ( 0.03871)(0.00012)

¿¿ ¿ ¿ =0.0018 ¿ ¿=0.00355

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¿ ¿=0.0045 ¿ ¿=0.0049 ¿ ¿=0.00545 ¿ ¿=0.0059

Tabla de resultados

#M

λ max

A

[Fe3+]

x=

i

[SCN]i

A ¿¿

y=

A ¿¿

[FeSCN 2+ ]i

1

4650

0.36

0.00769

0.00012

3000

390000

0.0018

2

4650

0.71

0.01481

0.00012

5916.67

3999375

0.00355

3

4650

0.9

0.02143

0.00012

7500

350000

0.0045

4

4650

0.98

0.02759

0.00012

8166.67

29604.67

0.0049

5

4650

1.09

0.0333

0.00012

9083.33

272500

0.00545

6

4650

1.18

0.03871

0.00012

9833.33

254027.78

0.0059

Gráfica

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Gráfico X vs Y 450000 400000

f(x) = − 21.94 x + 486065.7

350000 300000 250000 200000 2000

3000

4000

5000

6000

7000

8000

9000

Axis Title

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10000

11000

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

Pendiente Y =εbK −XK Y =K ( εb−X ) Y K= (εb−X )

−m=K −1 390000 K 1= =-139.2857 ( ( 200 ) ( 1 )−3000 ) 399375 K 2= = -69.8615 ( ( 200 ) ( 1 )−5916.67 ) 350000 K 3= = -47.9452 ( ( 200 ) ( 1 )−7500 ) 296041.67 K4= = -37.16 ( ( 200 ) (1 )−8166.67 ) 272500 K 5= = -30.6754 ( ( 200 ) ( 1 )−9083.33 ) 254027.78 K 6= =-26.3697 ((200)(1)−9833.33)

m=−K −1 m 1=−(−139.2857)−1= 0.0072 m 2=−(−69.8615)−1= 0.0143 m 3=−(−47.9452 )−1=0.0209 m4 =−(−37.16 )−1= 0.0269 m 5=−(−30.6754)−1=0.0326 m 6=−(−26.3697 )−1= 0.0379

K

m

Pendiente dada por la línea de tendencia

1

-139.2857

0.0072

-21.941

2

-69.8615

0.0143

3

-47.9452

0.0209

#M

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-37.16

0.0269

5

-30.6754

0.0326

6

-26.3697

0.0379

4

Conclusiones y observaciones o Conforme a la experimentación se tomó en cuenta que, para saber la concentración, se utilizó una la espectrofotometría de ultravioleta visible la cual es utilizada para la medición de concentración, con lo cual se observó que las reacciones que se presentan en la práctica son reversibles observables, Tener en cuenta que en los métodos analíticos se utiliza el método de absorción en la región del espectro visible, pero también se pueden aplicar en UV e IR, es preciso generar una gráfica con los datos obtenidos, con ello poder identificar que sucede con el ion, y ya realizado esto se puede identificar que, a mayores concentraciones, predominan los complejos mayores así mismo de concentraciones menores se localizan en, menor cantidad. Castro López Armando o Es importante conocer el equilibrio de una reacción por las concentraciones constantes y su velocidad de reacción. En los procesos industriales se controlan ciertas variables a fin de favorecer el desplazamiento de equilibrios en el sentido deseado y obtener mayor cantidad de productos. También, al conocer el adecuado uso del espectrofotómetro permitió obtener lecturas adecuadas de la absorbancia logrando obtener a partir de estos valores de la constante de equilibrio y las concentraciones correspondientes para cada medición. Se puede concluir que la experimentación fue correcta. Chiang Sam Esparza Luis Rafael

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o Se cumplieron los objetivos de la práctica puesto que se logró comprobar lo dicho teóricamente, es decir, que mientras más aumentaba la concentración de uno de los reactivos la absorbancia de la sustancia aumenta y con ello también aumenta la concentración del producto analizado. Se tuvieron algunos errores dentro de los datos debido a los errores que presentaba el espectrofotómetro con respecto a la base, por ello nuestro número de pruebas fue reducido y con una línea de tendencia muy alejada de la función. Sánchez Becerril Alicia Alejandra

Bibliografía

o William Daub, G. y Seese, William S. Química. Octava edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2005 o McMurry E., John y Fay C., Robert Química general. Quinta edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009 o Brown Theodore L., y cols. Química. La ciencia central PEARSON EDUCACIÓN, México, 2004

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

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ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 3 “Calor de reacción. Determinación de la constante de equilibrio a partir de la titulación calorimétrica”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

2IM41

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Objetivos

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Introducción Un tipo de energía que contribuye a la energía interna de un sistema es la energía química. Esta es la energía asociada con los enlaces químicos y las atracciones intermoleculares. Si pensamos que una reacción química es un proceso consistente en la ruptura de algunos enlaces químicos y la formación de otros nuevos, podemos esperar, en general, que cambie la energía química de un sistema como consecuencia de una reacción. Más aún, podemos esperar que parte de esta variación de energía se manifieste como calor. Un calor de reacción, qr, es la cantidad de calor intercambiado entre un sistema y sus alrededores cuando tiene lugar una reacción química en el seno del sistema, a temperatura constante. Una de las reacciones más estudiadas es la reacción de combustión. Es una reacción tan común que frecuentemente se utiliza el término calor de combustión para referirse al calor liberado en una reacción de combustión. Si una reacción tiene lugar en un sistema aislado, es decir, en un sistema que no intercambia materia o energía con sus alrededores, la energía térmica del sistema se modifica como consecuencia de la reacción y se produce un aumento o disminución de la temperatura. Imagine ahora que se permite al sistema previamente aislado interaccionar con sus alrededores. El calor de reacción es la cantidad de calor intercambiada entre el sistema y sus alrededores al restablecerse en el sistema su temperatura inicial (Figura 7.4). En la práctica, el sistema no recupera físicamente su temperatura inicial, sino que se calcula la cantidad de calor que se intercambiaría si esto sucediese. Esto se hace por medio de una sonda (un termómetro) situado dentro del sistema que registra la variación de temperatura ocasionada por la reacción. Así se calcula el calor de reacción a temperatura constante, a partir del cambio de temperatura y otros datos del sistema. En este momento conviene introducir dos términos muy utilizados para referirse a los calores de reacción. Una reacción exotérmica es la que produce un aumento de la temperatura en un sistema aislado o hace que un sistema no aislado ceda calor a los alrededores. El calor de reacción de una reacción exotérmica es una magnitud negativa (qr < 0). Una reacción endotérmica es la que produce una disminución de la temperatura del sistema aislado o hace que un sistema no aislado gane calor a costa de los alrededores. En este caso, el calor de reacción es una magnitud positiva (qr > 0). Los calores de reacción se determinan experimentalmente en un dispositivo para medir cantidades de calor denominado calorímetro. Veremos dos tipos de calorímetros en esta sección y consideraremos a ambos como sistemas aislados.

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

FIGURA 7.4: Calor de reacción a temperatura constante.

Las líneas de trazo continuo representan la temperatura inicial y el (a) máximo o (b) mínimo de temperatura que se alcanza en un sistema aislado donde se produce una reacción exotérmica o endotérmica. Las líneas de trazo discontinuo representan la evolución del sistema para recuperar la temperatura inicial. El calor de reacción es el calor perdido o ganado por el sistema durante esta evolución.

► Reacciones exotérmicas y endotérmicas Una reacción exotérmica. La cal apagada Ca(OH)2 se obtiene por la reacción entre el agua y la cal viva (CaO). Los reactivos se mezclan a temperatura ambiente, pero la temperatura de la mezcla sube hasta 40,5 °C. CaO(s) + H 2 O (l) →Ca(OH )2(s) Una reacción endotérmica. Cuando se mezclan Ba(OH )2 ∙ 8 H 2 O( l) y NH 4 Cl(s) a temperatura ambiente, la temperatura desciende a 5,8 °C debido a la reacción: Ba(OH )2 ∙ 8 H 2 O( l) +2 NH 4 Cl (s ) ↔ BaCl 2 ∙ 2 H 2 O(s )+ 2 NH 3 (aq )+8 H 2 O(l)

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Procedimiento experimental

Datos obtenidos

Medición

Temperatura [ ℃ ]

1

22.5

2

24

3

25.5

4

27

5

27.5

6

28

7

28.5 Solución=3 M V Titulación=0.8 ml

Cálculos experimentales 1. Cálculo de moles Cálculo de moles de HCl que no reaccionó

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n HCl=

V NaOH∗N NaOH ∗V T HCl (agregado ) V alicuota(HCl )

( 0.02 L )( 3 M ) ∗0.024 L=1.44 mol 0.001 L (Relación Estequiométrica) Moles HCl NaOH Iniciales 2 2 2−ε 2−ε Finales n HCl=

NaCl 0 ε

H2O 0 ε

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n HCl(finales)=2 mol−ε =1.44 mol ε =0.56 n HCl(finales)=1.44 mol n NaOH(finales) =1.44 mol n NaCl(finales)=0.56 mol n H O(finales) =0.56 mol 2

2. Cálculo de ∆H°R 298 ∆ H ° R 298=∑ (ni H f ) p−∑ (ni H f ) R

[ (

∆ H ° R 298= ( 1 ) −97302

)] [ (

) (

)]

) (

cal cal cal cal + ( 1 ) −68317 − (1 ) −112236 + ( 1 ) −40023 = mol mol mol mol

-13360

cal/mol= -55899.6 J/mol 3. Cálculo de ∆Hreac ∆ H Reac =∑ ni

301.65

∫

Cp dT

295.65 301.65

∆ H Reac =n HCl

[

∆ H Reac = ( 2)

∫

301.65

Cp HCl dT + nNaOH

295.65 295.65

∫

293.65

∫

Cp NaOH dT

295.65

29.12064 dT

] [

+ (2)

HCl

295.65

∫

2

3

88.34725−2.495103T −3.013028 T +0.0862607 T +

293.65

[

0.042216 dT T2

]

NaOH

2.495103 2 3.013028 3 0.0862607 ∆ H Reac =(2)29.12064 ( T 2−T 1 ) +(2) 88.34725 ( T 2−T 1) − T 2 −T 12 ) − T 2 −T 13 ) + ( ( ( T 24−T 2 3 4

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[

∆ H Reac =(2)29.12064 (301.65−295.65 ) +( 2) 88.34725 ( 301.65−295.65 ) −

∆ H Reac =25751.4

2 2 2.495103 ( 301.65 −295.65 ) 3.013028 ( 3 − 2 1000 3

J mol

4. Cálculo de ∆Hprod ∆H

301.65

∏ ¿= ∑ ni ∫

CpdT ¿

295.65

∆H

301.65

∏ ¿=nNaCl ∫

301.65

Cp NaCL dT+n H 2O

295.65

∆H

[

295.65

∏ ¿= (0.56) ∫

∫

Cp H 2 O dT ¿

295.65

241.59096 dT

] [ NaCl

293.65

295.65

+ (0.56 )

∫

75.3212dT

]

¿

H 2O

293.65

H ∏ ¿=(0.56 )241.59096 (T −T )+(0.56 ) 75.3212 (T −T ) ¿ 2

1

2

1

H ∏ ¿=(0.56 )241.59096 (301.65−295.65 )+(0.56)75.3212 (301.65−295.65 )¿ H ∏ ¿=1064.82J /mol ¿ 

Cálculo de ∆H°R

∆ H ° R =∆ H ∏ ¿+ ∆ H °

¿ −∆ H reac ¿

R 298

J J J + (−55899.6 ) −25751.4 ∆ H ° R =1064.82 mol mol mol J ∆ H ° R =−81544.2 mol

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(

)

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5. Cálculo de Keq ln K eq =¿ K eq =e

−∆ H ° R 1 1 − ¿ R T2 T1

(

−∆ H °R 1 1 − R T2 T 1

(

)

)

(

−−81544.2 1 1 − 8.314 301.65 295.65

)

K eq =e K eq =0.516923 6. Utilizando la entalpía teórica calcular la Keq teórica ∆ H ° R teórica=−13680 cal/mol ln K eq =¿ K eq =e

−∆ H ° R 1 1 − ¿ R T2 T1

(

−∆ H °R 1 1 − R T2 T 1

(

(

)

)

−(−13680) 1 1 − 1.987 301.65 295.65

K eq =e K eq =0.629274

)

Tabla de resultados K eq n HCl

ε

[ mol ]

1.44

∆ H ° R 298

∆ H Reac

∆ H ∏ ¿¿

∆ H °R

[ ]

[ ]

[ ]

[ ]

−55899.6

25751.4

1064.82

−81544.2

J mol

0.56

J mol

J mol

exp

K eq

teo

J mol

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0.516923 0.62927

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Gráfica --Conclusiones y observaciones o Con la experimentación realizada en esta práctica se puede concluir que La calorimetría es la parte que se encarga de medir la cantidad de calor generada o perdida en ciertos procesos físicos o químicos. El equipo que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro. El cual, Consta de un termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor, es decir, determina el calor específico de un cuerpo, en este caso, la reacción exotérmica que ocurre de ácido clorhídrico y de etanol. Hay diferentes tipos de calor, según las reacciones que se lleven a cabo en el calorímetro, en ésta práctica el tipo de calor que participa en la reacción es el “calor de formación” ya que como su definición nos dice: es el cambio de calor que resulta de la formación de una mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar y se expresa en J/mol o en kJ/mol. Existen factores que alteran los valores obtenidos al estar experimentando, algunos de ellos pueden ser que el calorímetro no estaba herméticamente cerrado, al ir agregando el ácido clorhídrico no eran exactos los mililitros agregados que eran de 0.5 ml (o de 0.1 en 0.1 mol) hasta completar las 20 lecturas, en un punto de estas lecturas la temperatura fue constante, esto quiere decir que un sistema se encuentra en estado de equilibrio termodinámico, si es incapaz de experimentar espontáneamente algún cambio de estado o proceso termodinámico cuando está sometido a unas determinadas condiciones de contorno, con lo cual también se puede determinar que la constante de disociación es definida como la relación matemática que se establece a partir de las concentraciones de los compuestos químicos que se forman en una reacción de disociación al alcanzar su punto de equilibrio.

Chiang Sam Esparza Luis Rafael

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o Se puede concluir que se ha cumplido con los diferentes objetivos planteados dentro de la práctica puesto que al realizar un experimento de la forma más hermética posible se ha logrado percibir la interacción y los fenómenos relacionados con el calor y la temperatura entre reactivos y productos de enlaces covalentes La reacción que se lleva a cabo es una reacción de sustitución en la que se sustituye el ión hidróxido por el ion cloruro dentro de un alcano, que es una de las moléculas orgánicas más sencillas. Se demostró que mientras mayor concentración se presentaba de ácido clorhídrico mayor temperatura se tenía en el sistema lo que se puede concluir que se tiene una reacción exotérmica. Para poder medir y llevar a cabo los cálculos efectuados para la práctica era necesario que se conservará lo más posible el calor dentro del sistema, es decir que fuera un sistema lo más adiabático posible; puesto que en esta práctica se analiza el efecto de la concentración en la temperatura y en el calor total del sistema. Por lo que era importante que no tuviera ningún contacto con el ambiente puesto que la energía efectuaba la segunda primera ley de la termodinámica, es decir buscará un equilibrio también con el medio ambiente por lo que las ecuaciones de la práctica también se verían muy afectadas. Y si no se modifican o adecuan los cálculos se tendrá un error muy grande haciendo inefectiva la práctica Se puede decir que, al analizar la constante de equilibrio obtenida experimentalmente contra la obtenida teóricamente, la práctica se ha efectuado de una manera satisfactoria pues ambos valores no son muy distantes, pues la teórica presenta un valor de 0.63 mientras que la teórica 0.52, es decir tiene una diferencia de 0.11 unidades que representan un 17% de error en toda la práctica.

Sánchez Becerril Alicia Alejandra Bibliografía o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall.

o William Daub, G. y Seese, William S. Química. Octava edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2005

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 4 “Equilibrio químico homogéneo en fase líquida”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

2IM41

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Objetivos

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Introducción Las reacciones en fase gaseosa y las reacciones en disolución acuosa son reacciones homogéneas, que transcurren en una sola fase. Generalicemos ahora nuestro estudio incluyendo las reacciones en que intervienen una o más fases condensadas, sólidos y líquidos, en contacto con una fase gaseosa o una disolución. Estas reacciones se llaman reacciones heterogéneas. Una de las ideas más importantes sobre las reacciones heterogéneas es que: Las expresiones de las constantes de equilibrio no contienen términos de concentración para las fases solidas o liquidas de un solo componente (sólidos y líquidos puros). Podemos pensar en este enunciado de dos maneras 1. Una expresión de constante de equilibrio solo incluye términos para los reactivos y productos cuyas composiciones y/o presiones parciales puedan modificarse durante la reacción química. La concentración en la fase líquido o sólido puro de un solo componente no puede modificarse.

2. Por otra parte, si utilizamos el concepto de actividades, las actividades de los sólidos y líquidos puros se toman igual a 1, el efecto en el valor numérico de la constante de equilibrio termodinámico es el mismo que si no se incluyesen los términos de sólidos y líquidos puros. La reacción del gas de agua, utilizada para preparar combustibles gaseosos a partir del carbón, tiene especies reaccionantes tanto en fase gaseosa como sólida. Otra forma de pensar en los sólidos y líquidos es considerando sus densidades. La densidad, masa por unidad de volumen de una sustancia, puede expresarse en moles por litro pasando la unidad de volumen de mililitros a litros y dividiendo la masa en gramos por la masa molar. La densidad molar resultante (mol/L) es un término de concentración que, a temperatura constante, permanece constante y puede incorporarse en el valor de Kc .

C (s )+ H 2 O (g) ↔CO(g )+ H 2(g )

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► FIGURA 15.4 Equilibrio en la reacción CaCO3 (s) ↔ CaO(s )+CO 2 K (g ) La descomposición del CaCO3(s) por calentamiento en un recipiente cerrado produce unos pocos gránulos de CaO(s), junto con CO2(g), que ejerce pronto la presión parcial de equilibrio (b) La introducción de más CaCO3(s) y/o más CaO(s) no modifica la presión parcial del CO2(g), que mantiene el mismo valor de (a)

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Procedimiento experimental

Datos obtenidos Sistemas Sistema EtOH CH3COOH HCl Ac. Etilo

S1 2.5 2.5 1.25 --

S2 2.5 2.5 1.25 1.25

S3 2.5 2.5 -1.25

S4 1.25 1.25 1.25 --

S5 3.75 3.75 1.25 --

Tabla de datos teóricos Datos Teóricos PM(g/mol) 60.05 46.07 36.46 88.1

Sustancia CH3COOH EtOH HCl Ac. Etilo

P(g/ml) 1.05 0.79 1.84 0.9

Cálculos experimentales 1. Cálculo de las moles iniciales gr ) purezai ml gr PM i ( ) gmol

V i (ml) pi ( nio = Agua nio =V i ( ml) pi (

gr )¿ ¿ ¿ ml

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Pureza 0.998 0.999 0.3657 0.9981

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CH3COOH (2.5)(1.05)(0.998) n= =0.0 (60.05) 44 (2.5)(1.05)(1−0.998) = (18) 0.00011

n=

Sistema 1: EtOH HCl (2.5)(0.79)(0.999) (1.25)(1.84)(0.3657) n= n= (46.07) (36.46) =0.043 =0.023 Agua (2.5)(0.79)(1−0.999) (1.25)(1.84)(1−0.3657 n= n= (18) ( 18) =0.00029 =0.08105 Agua total H 2 OT =0.00011+0.00029+0.08105=0.08145

Ac. Etilo (0)(0.9)(0.9981) n= = (88.1) 0 n=

(0)(0.9)(1−0.9981) (18)

=0

Sistema 2 CH3COOH EtOH (2.5)(1.05)(0.998) (2.5)(0.79)(0.999) n= =0 n= (60.05) (46.07) .044 =0.043

HCl Ac. Etilo (1.25)( 1.84)(0.3657) (1.25)(0.9)( 0.9981) n= n= (36.46) (88.1) =0.023 =0.013 Agua (2.5)(1.05)(1−0.998) (2.5)(0.79)(1−0.999) (1.25)( 1.84)(1−0.3657 (1.25)(0.9)( 1−0.9981 n= n= n= n= (18) (18) (18) (18) =0.00011 =0.00029 =0.08105 =0.00012 Agua total H 2 OT =0.00011+ 0.00029+0.08105+0.00012=0.08157 Sistema 3 CH3COOH EtOH HCl (2.5)(1.05)( 0.998) (2.5)(0.79)(0.999) (0)(1.84)(0.3657) n= =0.0 n= = n= = (60.05) (46.07) (36.46) 44 0.043 0 Agua (2.5)(1.05)(1−0.998) (2.5)(0.79)(1−0.999) (0)(1.84)(1−0.3657) n= n= n= (18) (18) (18) =0.00011 =0.00029 =0

Ac. Etilo (1.25)(0.9)( 0.9981) n= (88.1) =0.013 (1.25)(0.9)( 1−0.9981 (18) =0.00012

n=

Agua total H 2 O T =0.00011+ 0.00029+0.00012=0.00052

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Sistema 4 CH3COOH EtOH HCl (1.25)(1.05)( 0.998) (1.25)(0.79)( 0.999) (1.25)( 1.84)(0.3657) n= n= n= =0.022 (60.05) (46.07) (36.46) =0.021 =0.023 Agua (1.25)(1.05)(1−0.998) (1.25)(0.79)( 1−0.999 (1.25)( 1.84)(1−0.3657 n= n= n= (18) (18) (18) =0.00005 =0.00015 =0.08105 Agua total H 2 O T =0.00005+ 0.00015+ 0.08105=0.08125

Ac. Etilo (0)(0.9)(0.9981) n= (88.1) =0 n=

(0)(0.9)(1−0.9981 (18)

=0

Sistema 5 CH3COOH (3.75)(1.05)(0.998) n= =0. (60.05) 064

EtOH (1.75)( 0.79)( 0.999) n= ( 46.07) =0.065

HCl (1.25)(1.84)(0.3657) n= (36.46) =0.023

Ac. Etilo (0)(0.9)(0.9981) n= (88.1) =0

Agua (3.75)(0.79)( 1−0.999 (1.25)(1.84)(1−0.3657 (0)(0.9)(1−0.9981 n= n= n= (18) ( 18) (18) =0.00044 =0.08105 =0 Agua total H 2 OT =0.00016+ 0.00044+0.08105=0.08165

(3.75)( 1.05)(1−0.998) n= (18) =0.00016

Sistema S1 S2 S3 S4 S5

CH3COOH 0.044 0.044 0.044 0.022 0.064

Moles de Sustancia EtOH Ac. Etilo 0.043 0 0.043 0.013 0.043 0.013 0.021 0 0.064 0

H2O 0.08145 0.08157 0.00052 0.08125 0.08165

HCl 0.023 0.023 0 0.023 0.023

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Volumen de NaOH 8.5 13.5 10.7 8.6 7.2

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2. Cálculo de las moles finales totales n( AAC+HCl )=

V NaOH N NaOH V /1000 V alicuota( AAc+HCl ) T (Preparado)

Sistema 1 n( AAC+HCl ) 1=

( 8.5 ) ( 3 ) (6.25)/1000= 0.0319 ( 5)

Sistema 2 n( AAC+HCl ) 2=

( 13.5 )( 3 ) (7.5)/1000= 0.0608 (5 )

Sistema 3 n( AAC+HCl ) 3=

( 10.7 ) ( 3 ) ( 6.25)/1000= 0.0401 ( 5)

Sistema 4 n( AAC+HCl ) 4 =

( 8.6 )( 3 ) (3.75)/1000= 0.0323 (3 )

Sistema 5 n( AAC+HCl ) 5=

( 7.2 )( 3 ) (8.75)/1000= 0.0378 (5 )

3. Cálculo de moles finales de Ácido n( AAC+HCl )=n AAC +nHCl n AAC =n( AAC+ HCl )−n HCl Sistema 1 n AAC =0.0319−0.023=0.009 Sistema 2 n AAC =0.0608−0.023=0.038 Sistema 3 n AAC =0.0401−0=0.040 Sistema 4 n AAC =0.0323−0.023=0.009 Sistema 5

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n AAC =0.0378−0.023=0.015

4. Calcular el avance ε =n ° AAc−nf AAc Sistema 1 ε =0.044−0.009=0.035 Sistema 2 ε =0.044−0.038=0.006 Sistema 3 ε =0.044−0.040=0.004 Sistema 4 ε =0.023−0.009=0.014 Sistema 5 ε =0.065−0.015=0.051 5. Calcular moles finales de cada sustancia n f EtOH =n ° EtOH −ε n f HCl=n ° HCl n f AcEt =n ° AcET +ε n f H 2 O =n ° H 2 O +ε Sistema 1 n f EtOH =0.043−0.035=0.008 n f HCl= 0.023 n f AcEt =0+0.035=0.035 n f H 2 O =0.081+ 0.035=0.116 Sistema 2 n f EtOH =0.043−0.006=0.037 n f HCl= 0.023

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n f AcEt =0.013+0.006=0.019 n f H 2 O =0.082+ 0.006=0.088

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Sistema 3 n f EtOH =0.043−0.004=0.039 n f HCl= 0 n f AcEt =0.013+0.004=0.016 n f H 2 O =0.001+ 0.004=0.004 Sistema 4 n f EtOH =0.021−0.014=0.008 n f HCl= 0.023 n f AcEt =0+0.014=0.014 n f H 2 O =0.081+ 0.014=0.095 Sistema 5 n f EtOH =0.064−0.051=0.014 n f HCl= 0.023 n f AcEt =0+0.051=0.051 n f H 2 O =0.082+ 0.051=0.132 6. Calcular el Valor de la constante de Equilibrio n AcEt∗n H 2 O n AAc∗nEtOH Sistema 1 ( 0.035 ) (0.116 ) K eq = =57.43 ( 0.008 ) (0.009) Sistema 2 ( 0.016 ) (0.088) K eq = =1.18 ( 0.038 ) (0.037) Sistema 3 ( 0.016 ) (0.004) K eq = =0.04 ( 0.040 ) (0.039) Sistema 4 K eq =

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K eq =

( 0.014 ) (0.095) =22.16 ( 0.008 ) (0.008)

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Sistema 5 ( 0.051 ) (0.132) K eq = =33.67 ( 0.015 ) (0.014) 7. Calcular la eficiencia de cada sistema

% Eficiencia =(n AAc∗100)/n ° AAC Sistema 1 % Eficiencia=(0.009∗100)/0.0=20.18% Sistema 2 % Eficiencia=(0.038∗100)/0.044=86.37% Sistema 3 % Eficiencia=(0.040∗100)/0.044=91.97% Sistema 4 % Eficiencia=(0.008∗100)/0.022=36.33% Sistema 5 % Eficiencia=(0.015∗100)/0.065=22.51%

Tabla de resultados Sistema 1 2 3 4 5

CH3COOH 0.009 0.038 0.04 0.008 0.015

EtOH 0.008 0.037 0.039 0.008 0.014

Moles Finales Ac Etilo 0.035 0.019 0.016 0.014 0.051

H2 O 0.116 0.088 0.004 0.095 0.132

HCl 0.023 0.023 0 0.023 0.023

Gráfica ---

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Keq

Eficiencia

57.43 1.18 0.04 22.16 33.67

20.18% 86.37% 91.97% 36.33% 22.51%

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Conclusiones y observaciones o La esterificación en esta práctica fue empleada para hacer reaccionar un ácido carboxílico con un alcohol, en este caso el ácido carboxílico fue el ácido acético el cual le da el color y el sabor agrio al vinagre, y el alcohol utilizado fue el etanol, el cual está presente en las bebidas alcohólicas, obteniéndose de esta esterificación como producto el acetato de etilo y agua, el catalizador empleado fue el ácido clorhídrico el cual no afecta a la reacción, solo actúa para que la reacción se lleve a cabo más rápido. Esta reacción fue empleada para la realización de distintos sistemas, utilizando el método de titulación para calcular las constantes de equilibrio químico, el agente titilante fue el hidróxido de sodio. Los sistemas realizados fueron: sistema 1 (Etanol-Ácido acético-Ácido clorhídrico), sistema 2 (EtanolÁcido acético-Ácido clorhídrico-Acetato etilo), sistema 3 (Etanol-Ácido acético-Acetato etilo), sistema 4 (Etanol-Ácido acético-Ácido clorhídrico) y el sistema 5 (Etanol-Ácido acético-Ácido clorhídrico), el volumen utilizado de cada reactivo/producto/catalizador, fue distinto, con la titulación y los cálculos realizados se puede concluir que el grado de avance para cada sistema no se llevaba con mucha eficiencia pues los valores de cada sistema tienen una diferencia notable en sus avances. Se puede concluir que se cumplieron con los objetivos planteados de la práctica, puesto que, gracias a esta, se logró efectuar la esterificación tomando como reactivos un alcohol y un ácido, en estas se percibió que uno de los principales parámetros a controlar y medir es la concentración pueden ser cualquiera de los componentes se presentan.

Chiang Sam Esparza Luis Rafael o Al analizar la práctica se puede concluir que se cumplieron con los objetivos planteados de la misma, puesto que gracias a esta práctica se logró efectuar una reacción de esterificación tomando como reactivos un alcohol y un ácido, en estas se percibió que uno de los principales parámetros a controlar y medir es la concentración de cualquiera de los componentes en los que se presenta la práctica. Los componentes que se tuvieron en esta práctica fueron esencialmente dos reactivos en todos los sistemas, un medio ácido en 4 de los 5 sistemas y productos en dos de los sistemas. Los parámetros a analizar son el efecto de estos componentes en la constante de equilibrio experimental de la práctica

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A primera instancia, se logró ver que la presencia del producto como componente inicial disminuía drásticamente la constante de equilibrio que se puede interpretar como un avance mínimo en la reacción, es decir que la reacción no se lleva a cabo con mucha eficiencia y la presencia del medio ácido puede ayudar, pero muy poco en realidad. En los otros tres sistemas se tuvo la misma alimentación del medio ácido por lo que se analiza la concentración de los reactivos iniciales, que entre ella es estequiométrica, por lo que al ver la relación entre ellas y el medio se puede decir que la alimentación más adecuada es 2:1 de reactivos con respecto al medio pues es en donde se obtuvo un mayor valor de la constante de equilibrio.

Sánchez Becerril Alicia Alejandra Bibliografía o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall. o Brown Theodore L., y cols. Química. La ciencia central PEARSON EDUCACIÓN, México, 2004

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POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 5 “Equilibrio químico: Variación de temperatura. Estudio de la constante de equilibrio al aumentar la temperatura de reacción en una mezcla ácida”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

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Objetivos

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Introducción Equilibrio químico: Variación de temperatura Modificación de las condiciones de equilibrio. Principio de Le Chátelier. En ocasiones necesitamos solamente establecer conclusiones cualitativas sobre una reacción reversible: el sentido del cambio neto, si la cantidad de una sustancia habrá aumentado o disminuido cuando se alcance el equilibrio, etc. También puede ocurrir que no tengamos datos suficientes para una estimación cuantitativa. En estos casos se puede utilizar una proposición atribuida al químico francés Henri Le Chátelier (1884). Es difícil expresar sin ambigüedades el principio de Le Chátelier, pero su significado esencial es que: “Cuando se somete un sistema en equilibrio a una modificación de la temperatura, la presión o la concentración de una de las especies reaccionantes, el sistema responde alcanzando un nuevo equilibrio que contrarresta parcialmente el efecto de la modificación” Efecto de la temperatura sobre el equilibrio Podemos pensar en la modificación de la temperatura de una mezcla en equilibrio ya sea suministrándole calor (elevando la temperatura) o extrayéndole calor (disminuyendo la temperatura). Según el principio de Le Chatelier, el suministro de calor favorece la reacción en la que se absorbe calor (reacción endotérmica) y la extracción de calor favorece la reacción en la que se desprende calor (reacción exotérmica). Expresado en función de las modificaciones de temperatura, “El aumento de la temperatura de una mezcla en equilibrio desplaza la situación de equilibrio en el sentido de la reacción endotérmica. El descenso de la temperatura ocasiona un desplazamiento en el sentido de la reacción exotérmica.” El principal efecto de la temperatura sobre el equilibrio es la modificación del valor de la constante de equilibrio.

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Procedimiento experimental

Datos obtenidos pH Temperatura [°C]

Ensayo 1

Ensayo 2

Ensayo 3

23

2.32

2.28

2.30

28

2.26

2.25

2.24

33

2.21

2.14

2.18

38

2.15

2.14

2.13

43

2.01

2.00

1.99

48

1.96

1.95

1.94

53

1.85

1.84

1.83

58

1.78

1.77

1.76

63

1.69

1.67

1.64

68

1.63

1.62

1.64

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Cálculos experimentales 1. Sacar promedios de pH pH 1+ pH 2+ pH 3 pH prom= 3 2.32+ 2.28+2.3 = 2.30 3 2.26+2.25+2.24 pH prom = = 2.25 3 2.21+ 2.14+2.18 pH prom = = 2.18 3 2.15+2.14+ 2.13 pH prom = = 2.14 3 2.01+ 2+ 1.99 pH prom = = 2.00 3 pH prom = 1

2

3

4

5

1.96+1.95+1.94 = 1.95 3 1.85+1.84+1.8 . pH prom = = 1.84 3 1.78+1.77+1.76 pH prom = = 1.77 3 1.69+1.67+1.64 pH prom = = 1.67 3 1.63+ 1.62+1.64 pH prom = = 1.63 3 pH prom = 6

7

8

9

10

2. Calcular concentración de Hidrógeno ¿ ¿ ¿= 0.00501 ¿ ¿= 0.00562 ¿ ¿= 0.00666 ¿ ¿= 0.00724 ¿ ¿= 0.01000

¿ ¿= 0.01122 ¿ ¿= 0.01445 ¿ ¿= 0.01698 ¿ ¿= 0.02154 ¿ ¿= 0.02344

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3. A partir de [H+] calcular Ka ¿ (0.00501)2 = 0.00026 Ka 1= 0.1−( 0.00501) ( 0.00562)2 = 0.00034 Ka2= 0.1−(0.00562) (0.00666)2 = 0.00047 Ka 3= 0.1−(0.00666) (0.00724)2 = 0.00057 Ka4 = 0.1−(0.00724) ( 0.01000)2 = 0.00111 Ka 5= 0.1−(0.01000)

Temperatura (°C) 23 28 33 38 43 48 53 58 63

(0.01122)2 = 0.00142 Ka 6= 0.1−(0.01122) (0.01445)2 = 0.00244 Ka7= 0.1−(0.01445) (0.01698)2 = 0.00347 Ka 8= 0.1−(0.01698) (0.02154)2 = 0.00592 Ka9= 0.1−(0.02154) (0.02344)2 = 0.00718 Ka10 = 0.1−( 0.02344)

[H+]

Constante de equilibrio (Ka)

0.00501 0.00562 0.00666 0.00724 0.01000 0.01122 0.01445 0.01698 0.02154

0.00026 0.00034 0.00047 0.00057 0.00111 0.00142 0.00244 0.00347 0.00592

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4. Para obtener ∆H°R, se utiliza la ecuación de Van’t Hoff

[ ]

−∆ H ° R 1 ∗ +c R T La cual tiene forma de: y=mx+b Dónde y=ln K 1 x= T −∆ H ° R m= R ln K=

5. Calculando “x” y “y” x=

1 T

1 = 0.00338 296.15 K 1 x 2= = 0.00332 301.15 K 1 x 3= = 0.00327 306.15 K 1 x 4= = 0.00321 311.15 K 1 x 5= = 0.00316 316.15 K 1 x 6= = 0.00311 321.15 K 1 x 7= = 0.00307 326.15 K 1 x 8= = 0.00302 331.15 K 1 x 9= = 0.00297 336.15 K x 1=

y=ln K y 1=ln(0.00026)= -8.238 y 2=ln(0.00034)= -8.001 y 3=ln(0.00047)= -7.652 y 4 =ln( 0.00057)= -7.477 y 5=ln(0.00111)= -6.802 y 6=ln(0.00142)= -6.558 y 7=ln(0.00244)= -6.015 y 8=ln(0.00347)= -5.662 y 9=ln(0.00592)= -5.130

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x 10=

1 = 0.00293 3 341.15 K

y 10=ln(0.00718)= -4.937

∆ H ° R =−m R ∆ H ° R =−(−7868.2 ) ( 8.314 ) ∆ H ° R =65416.21

6. Calculo de la entropía ∆ S=

∆ H °R T 65416.21 =220.8888 296.15 65416.21 ∆ S2 = =217.2214 301.15 65416.21 ∆ S3 = =213.6737 306.15 65416.21 ∆ S 4= =210.2401 311.15 65416.21 ∆ S5 = =206.9151 316.15

65416.21 =203.6936 321.15 65416.21 ∆ S7 = =200.5709 326.15 65416.21 ∆ S 8= =197.5425 331.15 65416.21 ∆ S 9= =194.6042 336.15 65416.21 ∆ S10= =191.7521 341.15

∆ S1 =

∆ S6 =

Tabla de resultados Temperatura (°C) 23 28 33 38 43 48 53 58

[H+] 0.00501 0.00562 0.00666 0.00724 0.01000 0.01122 0.01445 0.01698

Constante de equilibrio (Ka) 0.00026 0.00034 0.00047 0.00057 0.00111 0.00142 0.00244 0.00347

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Entropía ( ∆ S) 220.8888 217.2214 213.6737 210.2401 206.9151 203.6936 200.5709 197.5425

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63

0.02154

0.00592

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194.6042

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Gráfica Grafica de temperatura contra Ka

Gráfica T vs Ka 350 330 320 310 300 290 280 270 0.00000

0.00100

0.00200

0.00300

0.00400

0.00500

0.00600

0.00700

0.00800

Ln Ka

Graficar 1/T contra la Ln Ka, y calcular el ajuste lineal y obtener la pendiente

Gráfica 1/T vs Ln K 0.000 0.00290 -1.000

0.00300

0.00310

0.00320

0.00330

0.00340

-2.000 -3.000

1/T

Temperatura [K]

340

-4.000 -5.000 -6.000

f(x) = − 7868.23 x + 18.1

-7.000 -8.000 -9.000

Ln Ka

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0.00350

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Conclusiones y observaciones o La teoría de Bronsted-Lowry describe las interacciones ácido-base en términos de transferencia de protones entre especies químicas. Un ácido de Bronsted-Lowry es cualquier especie que puede donar un protón, y una base es cualquier especie que puede aceptar un protón. En cuanto a estructura química, esto significa que cualquier ácido de Bronsted-Lowry debe contener un hidrógeno que se puede disociar como H +¿¿ Para aceptar un protón, una base de Bronsted-Lowry debe tener al menos un par solitario de electrones para formar un nuevo enlace con un protón. Según la definición de Bronsted-Lowry, una reacción ácido-base es cualquier reacción en la cual se transfiere un protón de un ácido a una base. Podemos utilizar las definiciones de Bronsted-Lowry para discutir las reacciones ácido-base en cualquier disolvente, así como las que ocurren en fase gaseosa. Experimentalmente, se puede concluir que el ácido acético al ser un ácido débil su pH se debe encontrar entre el cero y el siete, donde el cero representa una acidez muy alta, y el siete representa ser un valor neutro. El dato arrojado sobre el pH del ácido acético a 25°C, el cálculo de las Ka a mayor temperatura fue aumentando, a diferencia del pH, por lo cual se puede decir que a mayor temperatura menor pH.

Chiang Sam Esparza Luis Rafael

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o Se puede concluir que se han cumplido con los objetivos planteados dentro de la práctica puesto que se ha podido deducir que mientras más cantidad de calor se le administra a un sistema ácido mayor es el grado de disociación que esta presenta lo que aumenta por ende su constante de disociación y al ser un ácido cada vez es menor el valor del pH. La teoría de Bronsted- Lowry dicta que un ácido es reconocido por su reacción con una base, por lo que podemos decir que mientras mayor es la temperatura dentro del sistema más ácido se vuelve el compuesto pues más reacciona con la base, que en este caso es el agua. De igual forma gracias al pH medido dentro de la práctica se pudo calcular la concentración de iones que se disocia y reacciona; y así obtener la constante de disociación del ácido acético a cada una de las temperaturas. El valor de la entalpía calculada del método gráfico, es una entalpía positiva lo que indica que al sistema se le suministra un calor externo y este al ser relacionado con la temperatura obtenida se puede obtener el valor de la entropía del mismo sistema conforme pasa el tiempo y la temperatura. Analizando esto se puede decir que mientras mayor es la temperatura tenida en el sistema menor es la entropía dentro de esta por lo que se puede decir que a mayor calor y menor desorden se tiene en el sistema.

Sánchez Becerril Alicia Alejandra

Bibliografía o McMurry E., John y Fay C., Robert Química general. Quinta edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009 o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall.

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 6 “Equilibrio químico simultaneo. Estudio de la distribución y dimerización del ácido benzoico en el tolueno y agua”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

2IM41

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Objetivos

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Introducción El equilibrio simultáneo se debe entender como el equilibrio químico. Los equilibrios químicos son consecuencia de la reversibilidad de las reacciones: mientras los reaccionantes reaccionan dando lugar a los productos de la reacción, estos productos también reaccionan simultáneamente dando lugar a los reaccionantes. La reacción avanza mientras que la velocidad a. la que se forman los productos es mayor a la velocidad inversa de formación de reaccionantes. Finalmente, se llega a un estado de la mezcla en donde parece que la reacción no avance por cuanto la composición de la misma permanece constante. Este estado se denomina EQUILIBRIO QUÍMICO. Es importante notar que el equilibrio se establece no por el hecho de que la reacción haya cesado sino como resultado del desarrollo simultáneo y con igual velocidad de las reacciones directa e indirecta. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. En el agua el ácido benzoico se disocia como ion benzoato e ion hidrogeno, cuando se agrega un solvente orgánico y debido a las fuerzas de polarización delos iones se forman dímeros, en este caso la dimerización es debida a los puentes de hidrogeno los cuales asocian de las soluciones liquidas. Al comparar la distribución de concentraciones entre los dos solventes se puede calcular la constante de equilibrio entre el monómero y el dímero, existente en las fases. La formación de agregados químicos o poliméricos consistentes de monomerial, idéntica.

−¿ HBz ↔ H +¿ (aq) +Bz (aq) ¿ ¿

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Procedimiento experimental

Datos obtenidos Muestra ml de NaOH fase orgánica ml de NaOH fase acuosa

1

2

3

4

5

1.1

0.9

0.7

1.2

0.2

0.3

0.2

0.2

0.2

0.2

Cálculos experimentales 1. Cálculo de las concentraciones molares del ácido benzoico con cada fase

CW=

V W∗N V (alícuota )

(0.3 ml)∗(1.5 N ) = 0.0045 N (10 ml) (0.2 ml)∗(1.5 N) C W 2= = 0.003 N (10 ml) (0.2 ml)∗(1.5 N) C W 3= = 0.003 N (10 ml) ( 0.2 ml)∗( 1.5 N ) C W 4= = 0.003 N (10 ml) (0.2 ml)∗(1.5 N ) C W 5= = 0.003 N (10 ml)

C W 1=

C T=

V T ∗N V ( alícuota )

(1.1 ml)∗(1.5 N) = 0.0165 N (10 ml) (0.9 ml)∗(1.5 N ) C T 2= = 0.0135 N (10 ml ) (0.7 ml)∗( 1.5 N ) C T 3= = 0.0105 N (10 ml) (1.2 ml)∗( 1.5 N ) CT 4= = 0.018 N (10 ml) (0.2 ml)∗(1.5 N ) C T 5= = 0.003 N (10 ml ) C T 1=

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2. Determinación de α Ka=

α 2 CW =6.3 x 10−5 (1−α ) α1= 0.111528

α 2 (0.0045 N ) =6.3 x 10−5 (1−α ) 2 α (0.003 N ) =6.3 x 10−5 (1−α) 2 α (0.003 N ) =6.3 x 10−5 (1−α ) 2 α (0.003 N ) =6.3 x 10−5 (1−α) 2 α (0.003 N ) =6.3 x 10−5 (1−α )

α2= 0.134794 α3= 0.134794 α4= 0.134794 α5= 0.134794

3. Cálculo de “x” y “y”

x=C W (1−α )

CT C W ( 1−α ) (0.0165 N ) y 1= = 4.1269 (0.0045 N ) (1−0.111528 ) (0.0135 N ) y 2= = 5.2011 (0.003 N ) (1−0.134794 ) (0.0105 N ) y 3= = 4.0453 ( 0.003 N ) (1−0.134794 ) (0.018 N ) y4 = = 6.9348 (0.003 N ) ( 1−0.134794 ) (0.003 N ) y 5= = 1.1558 ( 0.003 N ) ( 1−0.134794 ) y=

x 1=( 0.0045 N )(1−0.111528)= 0.004 x 2=( 0.003 N )(1−0.134794)= 0.0026 x 3=( 0.003 N )(1−0.134794)= 0.0026 x 4=(0.003 N )(1−0.134794)= 0.0026 x 5=( 0.003 N )(1−0.134794)= 0.0026

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4. Cálculo de KM y KD K M =b

m 2( K M )2 (−147.8) K D= =−3.3201 2(4.7179)2 K D=

K M =4.7179

Tabla de resultados ml de NaOH fase orgánica 1.1 0.9 0.7 1.2 0.2

CT 0.0165N 0.0135N 0.0105N 0.018N 0.003N

ml de NaOH fase acuosa 0.3 0.2 0.2 0.2 0.2

Cw 0.0045N 0.003N 0.003N 0.003N 0.003N

K M =4.7179 K D=−3.3201

Gráfica Graficar y vs x

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Gráfica 8.0000 7.0000 6.0000 5.0000 4.0000

f(x) = − 147.8 x + 4.72

3.0000 2.0000 1.0000 0.0000 0.0024

0.0026

0.0028

0.0030

0.0032

0.0034

0.0036

0.0038

0.0040

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0.0042

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Conclusiones y observaciones Una reacción de dimerización es aquella en la cual dos moléculas idénticas (monómeros) forman una estructura química única, que es llamada dímero, de manera experimental se hicieron reaccionar ácido benzoico en tolueno y agua, de esta forma existe un equilibrio químico simultáneo que es cuando las cantidades de reactivo que quedan sin consumirse son muy pequeñas y se considera que la reacción ha finalizado, esto es con la finalidad de calcular la constante de equilibrio que existe en el dímero. Comparando la distribución de concentraciones entre los dos solventes se puede calcular la existente entre las fases acuosas y orgánicas, es por eso que a la fase orgánica se le debe añadir la misma cantidad de volumen ya que así se acelera el paso de ácido benzoico a la fase acuosa, titulando con hidróxido de sodio, se puede obtener la constante de equilibrio entre el monómero y el dímero. Con los datos calculados podemos concluir que la muestra 4 fase orgánica, fue la que más ml de NaOH se gastó al momento de titular, esto puede deberse a que había menor volumen de ácido benzoico en esa fase. Se puede concluir que la concentración del dímero será la misma en todos los casos mientras que la concentración del monómero cambia conforme a la concentración de la muestra problema, esto se debe a su comportamiento lineal.

Chiang Sam Esparza Luis Rafael

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Se puede decir que se decir que se cumplieron parte de loso objetivos de la práctica puesto que se ha demostrado que una reacción puede presentar dos productos muy similares, en donde la única diferencia es en el número de componentes que esta presenta, es decir una puede ser el doble literal de la otra pero que al estar unidas presentan sus propias características y propiedades. Dentro de los parámetros observados para poder controlar la dimerización del producto son las concentraciones y los componentes iniciales. Puesto que se tienen 5 sistemas en total, en uno de ellos no se presenta el tolueno mientras que en las restantes sí; en este sistema que presenta el compuesto aromático se presentó mayor composición del dímero dentro de los productos finales; por lo que se puede decir que el tolueno es un medio para las dimerizaciones Analizando la relación entre los otros dos compuestos iniciales, la cantidad de agua nunca cambia, siempre se contienen 5 ml; los únicos componentes que cambian es la solución problema de la práctica y el tolueno, que tienen una relación inversamente proporcional lineal en la que mientras que la concentración de la solución problema disminuye una cantidad de volumen la concentración del tolueno aumenta en la misma cantidad de volumen. Al analizar los productos se pudo ver que mientras exista esta relación la concentración del dímero será la misma en todos los casos mientras que la concentración del monómero cambia y disminuye conforme disminuye la concentración de la muestra problema.

Sánchez Becerril Alicia Alejandra Bibliografía o McMurry E., John y Fay C., Robert Química general. Quinta edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009

o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall.

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 7 “Equilibrio químico homogéneo en fase gas. Determinación de la constante de equilibrio en una reacción homogénea en fase gaseosa”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

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Objetivos

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Introducción Llamamos equilibrio homogéneo a aquél en el cual todas las especies se encuentran en la misma fase. Son ejemplos de equilibrios homogéneos: En el caso de los equilibrios donde intervienen gases, ya hemos visto que podemos usar la constante de equilibrio relacionada con las presiones parciales. Este equilibrio designa como dinámico, en contraste con el estático donde no hay movimiento alguno. Todos los equilibrios físicos y químicos entre estados se consideran de naturaleza dinámica. Los equilibrios químicos se clasifican en dos grupos: a) los homogéneos y b) heterogéneos. Los primeros son los que se establecen en un sistema en el cual sólo existe una fase, como, por ejemplo, aquellos sistemas que contienen gases únicamente, o una sola fase líquida o sólida. Por otro lado, un equilibrio heterogéneo, es aquél establecido en un sistema con más de una fase, como el que existen entre un sólido y un gas, líquido y gas o sólido y sólido.

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Procedimiento experimental

Datos obtenidos Temperatura ºC 30 40 50 60

Presión del ácido (mmHg) 0.3 0.5 1.3 1.5

Presión del aire (mmHg) 3.5 3.2 0.1 0

Cálculos experimentales 1. Obtener la presión (P) restando el valor de la presión registrada con ácido acético el valor de la presión en la expansión térmica del aire contenido dentro del sistema. P=Pacido−Paire P=0.3−3.5=−3.2mmHg P=0.5−3.2=−2.7 mmHg P=1.3−0.1=1.2 mmHg P=1.5−0=1.5 mmHg

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2. Aplicando la ley de los gases ideales al dímero calcular la presión de la no disociación. Sabiendo que Wa = 0.017mol

(

) ( )

1 cm3 g ( ) 1 ml =1.05 g 1ml cm 3 1.05 g N= =0.017 mol g 60.05 mol

m= 1.05

Wa∗R∗T V mmHg L 62.36 (303 K ) mol K =1284.86 mmHg 0.25 L mmHg L 62.36 (313 K ) mol K =1327.27 mmHg 0.25 L mmHg K 62.36 (323 K ) mol K =1369.67 mmHg 0.25 L mmHg K 62.36 (333 K) mol K =1412.08 mmHg 0.25 L Pi=

( 0.017 mol )

(

)

( 0.017 mol )

(

)

( 0.017 mol )

(

)

( 0.017 mol )

(

P 1=

P 2=

P 3=

P4 =

)

3. Taylor (1951) demostró este sistema que las presiones del manómetro y del dímero son proporcionales a las lecturas registradas y a la presión de la disociación Pi obteniéndose la ecuación: Ka=4 ¿ ¿ K a1=4 ¿ ¿ K a2=4 ¿ ¿ K a3=4 ¿ ¿ K a 4=4 ¿ ¿

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4. Calcular y graficar lnKa vs 1/T y se puede aplicar la ecuación para calcular ΔHº. ΔHº =−RT lnKa mmHg L ΔHº =− 62.36 ( 303 K ) ( 2592.16 )=−4.89 x 1 07 mol K mmHg L ΔHº =− 62.36 ( 313 K ) ( 2673.46 )=−5.22 x 1 07 mol K mmHg L ΔHº =− 62.36 ( 323 K ) ( 2730.94 )=−5.5 x 10 7 mol K mmHg L ΔHº =− 62.36 ( 333 K ) ( 2813.67 )=−5.84 x 1 07 mol K

( ( ( (

) ) ) )

5. De la teoría se conoce que ΔHº equivalente a 2 veces la energía de disociación de un enlace de H 2. ∆H 2 −194703974 ∆ Hdisociacion= =−97351987 2 ∆ Hdisociacion=

6. Calcular ΔSº de la reacción para las condiciones establecidas. ∆H T (−4.89∗107 ) ∆ S1 = =−161386.1386 (303 K ) ∆ S=

∆ S2 =

(−5.22∗107 ) =−166773.1629 (313 K )

(−5.5∗10 7) ∆ S3 = =−170278.6378 (323 K ) ∆ S 4=

(−5.84∗10 7) =−175375.3754 (333 K)

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Tabla de resultados Ka 2592.16 2673.46 2730.94 2813.67

Temperatura ºC 30 40 50 60

∆S −161386.1386 −166773.1629 −170278.6378 ¿−175375.3754

ΔHº −4.89 x 10 7 −5.22 x 1 07 −5.5 x 1 07 −5.84 x 1 07

∆ Hdisociacion −97351987

Gráfica Graficar lnKa vs 1/T

ln Ka Vs 1/T 0 0 0

f(x) = − 0 x + 0.03 R² = 0.99

0

1/T

0 0 0 0 0 0 0 7.85

7.86

7.87

7.88

7.89

7.9

7.91

7.92

7.93

ln Ka

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7.94

7.95

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Conclusiones y observaciones Llamamos equilibrio homogéneo a aquél en el cual todas las especies se encuentran en la misma fase. Son ejemplos de equilibrios homogéneos: En el caso de los equilibrios donde intervienen gases, ya hemos visto que podemos usar la constante de equilibrio relacionada con las presiones parciales. En base a la experimentación, se puede concluir que los objetivos se cumplieron, puesto que se logró ver un cambio en la presión en ambos sistemas: empleando aire y el ácido acético y estos tuvieron un calentamiento constante. La entalpía obtenida de los sistemas fue positiva, lo que da a entender que la reacción absorbió calor y aumenta conforme a la constante de equilibrio y esto provoca un aumento de la presión mientras que la entropía va disminuyendo.

Chiang Sam Esparza Luis Rafael Se puede decir que, si se cumplieron con los objetivos de la práctica, puesto que se logró ver el comportamiento de la presión dentro de un sistema que primeramente solo contiene aire y que posteriormente se tiene ácido acético. Ambos sistemas son sometidos a un calentamiento constante. Se pudo observar que el ácido acético reacciona mucho más a diferencia del aire por si solo; puesto que presenta mayor diferencia de presión dentro del sistema. Y que al igual de la anterior práctica a mayor temperatura suministrada mayor era la constante de equilibrio y eso influía en el cálculo de la entalpía. Por obvias razones, la entalpía obtenida es positiva pues se le suministra calor constantemente y aumenta conforme mayor es la constante de equilibrio y por ende contra mayor es la diferencia de presiones. Mientras que la entropía, que presenta una relación inversa con la temperatura, disminuye conforme pasa el tiempo y la temperatura

Sánchez Becerril Alicia Alejandra Bibliografía o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall.

o McMurry E., John y Fay C., Robert Química general. Quinta edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009

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INSTITUTO

POLITÉCNICO

NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS Laboratorio de Termodinámica de Equilibrio Químico

Práctica 8 “Equilibrio químico heterogéneo sólido-gas. Análisis de la constante de reacción a través de diferentes condiciones experimentales”

Equipo Dinamita Castro López Armando 2016320119

Chiang Sam Esparza Luis Rafael 2014080216

Sánchez Becerril Alicia Alejandra 2014031261

2IM41

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Objetivos

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Introducción Los equilibrios heterogéneos a diferencia de los homogéneos (en estos todas las sustancias están en la misma fase) son aquellos en los cuales los reactivos y los productos están presenten en más de una fase. Esto es, en la reacción intervienen sustancias en diferentes fases en forma de sólido, gas o líquido. En estos casos como regla general las concentraciones de los sólidos puros se pueden considerar prácticamente constantes mientras no se agoten, es decir mientras existan como sólidos en el equilibrio, por lo que no son incluidos en la constante de equilibrio. Por ello el valor de las concentraciones de los sólidos y de los líquidos puros se incluyen en la constante de equilibrio, en cuya expresión aparecen sólo las concentraciones de las sustancias disueltas en un medio líquido o gaseoso. De la misma forma, en una reacción entre líquidos y gases, la concentración del vapor de las sustancias líquidas y gases, la concentración de vapor de las sustancias líquidas se puede considerar constante por lo que no aparecen en la expresión de la constante de equilibrio. Si en la reacción intervienen sólidos y líquidos, en la expresión de la constante de equilibrio solo se incluyen los líquidos:

;

Si en la reacción intervienen gases y otros sólidos y/o líquidos puros, en la expresión de la constante de equilibrio solo intervienen los gases:

;

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Ejemplo: La descomposición térmica del carbonato de calcio sólido (una reacción utilizada en la manufactura del cemento) sigue la reacción: Cuando la reacción se lleva a cabo en un contenedor cerrado, tres fases son presentes en el equilibrio: el carbonato de calcio sólido, el óxido de calcio sólido y el dióxido de carbono gaseoso. Si se escribiera la constante de equilibrio de manera usual para esta reacción incluyendo todos los reactivos y todos los productos podríamos tener:

Pero debido a que y son sólidos puros, sus “concentraciones molares” son constantes. En general, la concentración de cualquier sólido puro (o cualquier líquido puro) es independiente de su cantidad debido a que su concentración es la razón (ratio) de su cantidad (en moles) a su volumen (en otros). Por ejemplo si se dobla la cantidad de carbonato cálcico , también se dobla el volumen, pero la relación (ratio) de los dos (la concentración) permanece constante. Si reordenamos la expresión anterior de la constante de equilibrio para la descomposición del carbonato cálcico se combinan las constantes , y para obtener

Así finalmente se puede escribir que la constante de equilibrio para la descomposición del carbonato cálcico es: La ecuación de equilibrio análoga en término de la presión Para establecerse el equilibrio entre el carbonato cálcico sólido, el óxido de calcio sólido y le dióxido de carbono gaseoso todos los componentes deben estar presentes. Se sigue las ecuaciones para el equilibrio y . No obstante, la concentración y la presión en el equilibrio del son constantes, independiente de cuanto y esté presente. Por otra parte si la temperatura es cambiada, la concentración y la presión del también cambia debido a que los valores de y dependen de la temperatura.

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Datos obtenidos

Número

Tableta

Temperatura del agua

∆P (cm de Hg)

T (°C)

1 2

Molida Trozo

Ambiente Ambiente

23 19.9

26 26

3 4 5 6

Molida Trozo Molida Trozo

Caliente Caliente Fría Fría

18 19 15 19

42 33 25 24

Cálculos experimentales Ka= Pco2 1. Transformar °C en K T [ ° C ] +273.15=T [ K ] T [ K ] 1=26 ° C+273.15= 299.15 K T [ K ] 2=26 ° C+273.15= 299.15 K T [ K ] 3=42° C+273.15= 315.15 K

T [ K ] 4 =33° C+ 273.15= 306.15 K T [ K ] 5=25 ° C+273.15= 298.15 K T [ K ] 6=24 ° C+ 273.15= 297.15 K

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2. Transformar mm de Hg en bar Ka ¿ PCO =( Pcm Hg)¿ 2

Ka1=(23 cm Hg) ¿= 0.03059 bar Ka2=(19.9 cm Hg) ¿= 0.026467 bar Ka3=(18 cm Hg) ¿= 0.02394 bar

Ka4 =(19 cm Hg) ¿= 0.02527 bar Ka5=(15 cm Hg)¿= 0.01995 bar Ka6=(19 cm Hg)¿= 0.02527 bar

3. Calcular ∆G ∆G =−lnKa RT ∴ ∆ G=(−lnKa ) ( RT ) ∆ G1=¿ ∆ G 2=¿ ∆ G3=¿ ∆ G 4=¿ ∆ G5 =¿ ∆ G 6 =¿

∆ G1=8672.84 J ∆ G2=9032.91 J ∆ G3=¿9778.96 J ∆ G 4=936208 J ∆ G5 =9703.40 J ∆ G 6 =¿9086.86 J

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Tabla de resultados

Número

1 2 3 4 5 6

Experimento Tableta Agua

Molida Trozo Molida Trozo Molida Trozo

Ambiente Ambiente Caliente Caliente Fría Fría

∆P (cm de Hg) 23 19.9 18 19 15 19

T (°C)

T(K)

Ka

∆G

26 26 42 33 25 24

299.15 299.15 315.15 306.15 298.15 297.15

0.03059 0.02647 0.02394 0.02527 0.01995 0.02527

8672.84 9032.91 9778.96 9362.08 9703.40 9086.86

Gráfica Gráfico ∆G vs Ka

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Conclusiones y observaciones El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. Cuando el equilibrio químico se establece una fase (una mezcla de gases, una solución líquida) tenemos entonces un equilibrio homogéneo. Cuando el equilibrio consta de más de una fase (gas y sólido, o líquido y sólido) se dice, entonces, que el equilibrio es heterogéneo. Los sólidos y líquidos puros no reaccionan como tales, sino que primero sus moléculas han de e vaporarse. Esto depende de la presión del sistema, es decir, la presión de vapor. Experimentalmente se observó que el cambio de la temperatura también influyó en la reacción, pues como iba aumentado la temperatura se tenía una mayor presión en el sistema. También influyó la forma del soluto, en trozo completo o completo, cuando la muestra estaba molida, la temperatura y la presión fue mayo ya que la reacción se llevó con más velocidad a comparación de la muestra completa. Se puede concluir que se cumplieron los objetivos de la práctica al analizar las condiciones de temperatura y presión para obtener un equilibrio químico heterogéneo. También es importante tomar en cuenta que pudo haber existido fugas de presión al haber sellado perfectamente el sistema, aunque estás fueron despreciables a la hora de los cálculos. Chiang Sam Esparza Luis Rafael

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Se puede concluir que se cumplió con el objetivo de la práctica puesto que dentro de esta práctica lo primordial a analizar son las condiciones en los que se presentan los reactivos justo antes de que se efectué la reacción y la diferencia de presiones que se tienen con estas características presentadas durante la reacción En esta se analizan la relación entre la constante de equilibrio tenida calculada a través de la diferencia de presión presentada en el sistema y la energía liberada en el sistema calculado a través de la temperatura a la que se alcanzaba a realizarse la reacción. Se puede decir que uno de los factores que afecta a la reacción es la temperatura del disolvente, pues a mayor temperatura presentaba se tenía una mayor diferencia de presiones y también una mayor temperatura en el sistema; otro de los factores que se logró analizar es la forma en la que se tenía el soluto; en esta práctica se emplearon dos formas, en trozos y molida; como era de esperarse cuando se tenía el soluto molido la temperatura y la diferencia de presiones era mayor pero además se lograba percibir que la reacción culminaba con mayor rapidez. Sánchez Becerril Alicia Alejandra

Bibliografía o Petrucci R.H., Hawood W.S., 2003, Química general, 8ª edición, Prentice Hall.

o McMurry E., John y Fay C., Robert Química general. Quinta edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2009

o William Daub, G. y Seese, William S. Química. Octava edición PEARSON EDUCACIÓN, México, 2005

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