Química Industrial

Indice
1. Introducción
2. La termodinámica
3. Determinación de la Entalpía de 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 de forma experimental por Clement y Desormes, utilizando un barómetro con agua, esto con el fin de determinar las presión P1 y P2, dichos ratos se obtuvieron de cinco repeticiones en el experimento, los cuales por estar en mm H2O, por medio de la densidad del agua, mercurio estas presiones se transformaron a unidades de mm Hg, mediante la perilla de hule se le ejercía presión después se dejaba soltar y se fueron recolectando dichos datos, el valor de la densidad se encontró en tablas, después de se entendió la 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 tubo factores tales como un error sistemático,

Podemos concluir que gama, a parte de ser una relación entre las capacidades caloríficas, también es una relación en el incremento de presiones en el proceso adiabático, entre el incremento de presiones en el proceso isotérmico, pues bien, tomando en cuenta en gama, también es de valor exponencial el cual si 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 isométrico o isocórico, esto le concluimos que son procesos politrópicos.

La termodinámica, que es el estudio de la energía térmica de sistemas. El concepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tan conocida 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 de invierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que un poste de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto de temperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque el hierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.

La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los experto miden la temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadas kelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límite superior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma como el 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 ejemplo cuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido, una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica de un alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado. Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumento que nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y B están en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están en equilibrio térmico entre sí.

La Primera Ley De La Termodinámica
Una de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energía que acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tan diversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, la combustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismos complejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión y redistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece y hacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corriente calienta 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; y finalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone de manifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.

Sistema
Este término muy usual, se define como cualquier porción del universo aislado en un recipiente inerte, que puede ser real o imaginario, con el fin de estudiar el efecto de las diversas variables sobre él. A su vez la porción de universo excluido del sistema de denomina "contorno". El contenido de un sistema puede variar ampliamente desde una cantidad pequeña de agua, por ejemplo, hasta el universo total. Las interacciones entre un sistema y su contorno, son muy importantes en termodinámica y cuando entre ambos existe intercambio de materia y energía tenemos un sistema abierto, y aislado en caso contrario. Se llama sistema cerrado aquel que no intercambia materia con sus alrededores pero sí energía.

Un sistema homogéneo contiene únicamente una fase, mientras que uno heterogéneo contiene 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 forma constituye una fase separada de otras por un límite. Aún más, cada fase puede ser continua como la líquida o gaseosa o dividida en porciones menores como un masa de cristales de hielo. El término "separables mecánicamente" de la definición significa que la fases puede separarse entre sí por operaciones tales como la filtración, sedimentación, decantación u otros procedimientos mecánicos, como por ejemplo la recolección a mano de los cristales. No incluye, sin embargo, otros procedimientos de separación tales como la evaporación destilación, adsorción o extracción. Como los gases son miscibles totalmente, sólo es posible un sistema de una fase gaseosa. Con líquidos o 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 solución verdadera, está definida como una mezcla físicamente homogénea de dos o más sustancia. Esta definición no señala restricción sobre el estado de agregación o la cantidad relativa de constituyentes. En consecuencia una solución puede ser gaseosa, líquida o sólida y variar de composición dentro de límites muy amplios. Este hecho excluye a los compuestos puros de la clasificación, porque persiste 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 propiedades intensivas son aquellas cuyo valor es independiente de la cantidad total siendo función de la concentración de sustancia, así tenemos a la densidad, índice de refracción, y masa, volumen o energía molar. En ausencia de fuerzas especiales, como los campos magnéticos B o eléctricos E, las propiedades extensivas de una sustancia pura, dependen de dos de las tres variables, P, V y T y el número de moles, n, de la sustancia presente. Sólo dos de las variables de estado son independientes, porque en principio se supone que el sistema posee una ecuación que relaciones P, V y T; esto hace que una de las variables resulte dependiente.

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

Procesos Isotérmicos Y Adiabáticos
Las relaciones de energía y el estado de cualquier sistema durante un proceso dependen no solamente de la manera en que el trabajo se ha efectuado, sino también de ciertas condiciones experimentales impuestas sobre el sistema como un todo. Dos restricciones tales, de importancia especial involucran procesos efectuados bajo (a) condiciones isotérmicas (b) adiabáticas. Un proceso isotérmico es cualquiera realizado de manera que la temperatura constante durante toda la operación. A su vez, un proceso adiabático es aquél en que no hay absorción ni 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 temperatura únicamente, la imposición de una temperatura constante significa también constancia en E y de aquí que D E = 0. La inserción de este criterio para un cambio isotérmicos en los gases ideales en la ecuación (1) nos da

(1)

Vemos por ese motivo, que en tal proceso todo el trabajo realizado será a expensas del calor absorbido, o cualquier calor obtenido procederá del trabajo hecho sobre el sistema. La magnitud de q dependerá obviamente de la manera en que el trabajo se llevó y puede variar desde cero para una expansión libre a una máximo cuando se logra la reversibilidad. La expresión para el trabajo máximo, wm obtenida cuando un gas ideal se expande isotérmica y reversiblemente 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 reversible isotérmico o el simplemente isotérmico, realizando contra una presión constante, 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 sus alrededores, resulta que q = 0, e introduciendo este criterio para un proceso adiabático en la ecuación (5) tenemos

D E = -W (5)

De la ecuación (4) se sigue que cualquier trabajo en un proceso adiabático se realiza a expensas de la energía interna y conforme aquel va efectuándose, la energía interna del sistema disminuye y en consecuencia desciende la temperatura. Por el contrario, si se hace trabajo sobre el sistema todo él incrementa la energía interna del sistema y en consecuencia se eleva la temperatura. Una ecuación que todo gas ideal debe obedecer en cualquier etapa de una expansión reversible adiabática, se deduce fácilmente a partir de la ecuación (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 trabajo realizado es PdV, y como es a expensas de la energía interna del gas, ésta debe disminuir en la proporción dE. Según la ecuación (3), tendremos, por ese motivo:

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 y supongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso de temperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida para producir 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:

En consecuencia:

(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 la derecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E será en general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Si elegimos a T y V como la independientes, entonces:

E = f (T, V)

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

Y la nos da finalmente

(12)

La ecuación (12) es completamente general. Veremos más adelante cómo se puede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas. Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV para gases 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 = D E = D H =

D E = nCvD T 0 nCvD T nCpD T

• 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 = D E = 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 dióxido de 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. El concepto central de la termodinámica es la temperatura. Esta palabra es tan conocida 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 de invierno, por ejemplo, un pasamanos parece mucho más frío al tacto que un poste de una cerca de madera. Aquí vamos a desarrollar el concepto de temperatura desde sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de temperatura. Este error en nuestra percepción sucede porque el hierro elimina energía de nuestros dedos sus fundamentos, sin confiar en ninguna forma en nuestro sentido de la temperatura.
La temperatura es una de las siete cantidades básicas del SI. Los experto miden la temperatura en la escala Kelvin, que está marcada en unidades llamadas kelvins. Aun cuando la temperatura de un cuerpo aparentemente no tiene límite superior, sí tiene límite inferior; esta temperatura limitadora se toma como el 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 ejemplo cuando aumento la temperatura de esos cuerpo, aumenta el volumen de un líquido, una varilla metálica crece un poco más y aumenta la resistencia eléctrica de un alambre, al igual que aumenta la presión ejercida por un gas confinado. Podemos emplear cualquiera de esta propiedades como una base para un instrumento que nos ayudará a determinar el concepto de temperatura. Si dos cuerpos A y B están en equilibrio térmico con un tercer cuerpo T, entonces están en equilibrio térmico entre sí.

La Primera Ley De La Termodinámica
Una de las manifestaciones más fundamentales de la naturaleza es la energía que acompaña a todos los cambios y transformaciones. Así, fenómenos tan diversos como la caída de una piedra, el movimiento de una bola de billar, la combustión del carbón, o el crecimiento y reacciones de los mecanismos complejos de los seres vivientes, todos comprenden alguna absorción, emisión y redistribución de la energía. La forma más común en que ésta aparece y hacia la cual tienden las demás, es el calor. Junto a él se produce energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía mecánica en el movimiento de cualquier mecanismo; energía eléctrica cuando una corriente calienta 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; y finalmente la energía química almacenada en la sustancias, que se pone de manifiesto cuando aquéllas realizan una transformación.

Termoquímica
La termoquímica es una rama de la física química que trata de los cambios térmicos asociados a las transformaciones químicas y físicas. Su objetivo es la determinación de las cantidades de energía calorífica cedida o captada en los distintos procesos y el desarrollo de métodos de cálculo de dichos reajustes sin recurrir a la experimentación.
Desde un punto de vista práctico es esencial conocer si en una reacción específica hay absorción o desprendimiento de calor y en qué proporción a fin de ayudar su remoción o de suministrar el que sea necesario. Resulta imperioso estudiar la determinación experimental de los calores de reacción, tanto como los principios termodinámicos para evaluar los cambios sin recurrir a la experiencia. Las unidades de energía más generales son la caloría, y el julio.

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 en la cual se sumerge la cámara de reacción. Cuando la reacción es exotérmica el calor producido se transfiere al agua cuyo ascenso de temperatura se lee con precisión mediante un termómetro sumergido en ella. Conociendo la cantidad de agua, su calor específico y la variación de temperatura se calcula el calor de reacción después de tener en cuenta también algunas correcciones por radiación, velocidad de enfriamiento del calorímetro, aumento de temperatura de las vasijas, agitadores, etc. Estas correcciones se evitan al determinar la capacidad calorífica del calorímetro por combustión de cierta cantidad conocida de sustancia, cuyo calor de combustión se ha determinado con precisión. Con este fin, se eligen muestras de ácido benzoico, naftaleno o azúcar. Un procedimiento distinto de evitar correcciones es el de reproducir por calefacción eléctrica el cambio de temperatura producido en el calorímetro, para el proceso que se estudia. La cantidad de energía eléctrica para lograrlo equivale al calor desprendido en el proceso. Un aparto análogo sirve también para las reacciones endotérmicas, pero en este caso se medirán descensos de temperatura 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 la primera, se mantiene constante el volumen del sistema cuyo cambio térmico se busca durante todo el curso de medición. En cambio al operar a presión constante, se mantiene el sistema bien sea abierto a la atmósfera, o confinado dentro de una vasija sobre la cual se ejerce una presión constante, se mantiene el sistema bien sea abierto a la atmósfera, o confinado dentro de una vasija sobre la cual se ejerce una presión constante. En estas condiciones puede tener lugar cualquier cambio de volumen y el sistema es capaz de ajustarse a la presión externa constante. Las magnitudes de los cambios térmicos obtenidos en estas dos condiciones difieren en general. A volumen constante cualquier cambio térmico que tiene lugar se debe únicamente a la diferencia.

Capacidad Calorífica
Consideremos una cantidad de calor muy pequeña dq añadida a una sistema y supongamos que como resultado de la absorción de calor el ascenso de temperatura producido es dT. Entonces la cantidad de calor requerida para producir 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 la derecha de la ecuación, para lo cual procedemos así: la energía interna E será en general una función de cualquiera de dos de la tres variables P, V, T. Si elegimos a T y V como la independientes, entonces:

E = f (T, V)

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

Y la nos da finalmente

(4)

La ecuación (4) es completamente general. Veremos más adelante cómo se puede usar ésta para obtener la diferencia de las dos capacidades caloríficas. Según la teoría cinética de la materia, Cp y CV para gases 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 de agregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida, cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que están disueltas 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 en donde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC o de 4.18 ´ 103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor de cero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subre electrólisis para formar hidrógeno y oxígeno.

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

Hidróxido De Sodio (NaOH): El hidróxido de sodio (sosa cáustica), NaOH, es un 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 de la electrólisis de una disolución de sal común, dando lugar a hidrógeno y cloro 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 reacciones químicas, la formación de soluciones y los cambios físicos como la fusión o la evaporización. Los cambios fisicoquímicos se clasifican como endotérmicos acompañados por la absorción de calor y exotérmicos, acompañados por desprendimiento de calor. De igual forma que toda transferencia de calor, el calor de una reacción química depende de la condición en que se lleva a cabo el proceso. Existen dos condiciones particulares en que se desarrollan los procesos, en donde los calores de reacción son iguales a cambios en funciones termodinámicas.

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

(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 es igual al cambio de entalpía del sistema de reacción.

Es necesario emplear datos obtenidos con bombas calorimétricas, en las cuales se obtiene el cambio de energía (D E) y corregirla para calcular (D H)

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

H = E + PV

D H = D E + 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) = D nRT

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

D H = D E + D nRT

Donde n se toma como el número de moles de productos menos el de reactivos que se encuentran en estado gaseoso.
Ya que E y H son funciones punto, el D E o el D H para cualquier reacción química es independiente de la posibles reacciones intermedias que puedan ocurrir.
Este principio fue establecido experimentalmente por Hess y se conoce como Ley de Hess.
CALOR DE FORMACIÓN MOLAR: Es el calor de reacción para la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos que los constituyen en su forma más estable.
Cuando los datos termoquímicos empleados para predecir el calor de una reacción son los calores de formación tipo (1 atm, 25ºC) el calor de reacción así determinado se llama calor de reacción tipo y se obtiene expresando la ley de Hess 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 la modifican. Una reacción química puede ser lenta (como la producción de un polímero, o la fermentación de un azúcar) o, por el contrario, espontánea (como la descomposición del agua oxigenada o la descomposición de los alimentos). En esos casos, es necesario encontrar la forma de acelerarla o bien, de retardarla. Para tener éxito a nivel industrial en el desarrollo y operación de los procesos de transformación química, se requiere del conocimiento de las condiciones en las cuales se alcanzan velocidades con aplicación comercial, que incluso determinan el diseño del equipo, el tiempo de residencia y la economía misma del proceso.

La velocidad de reacción se define como la variación de la concentración de un reactivo con respecto al tiempo. Sus unidades pueden ser mol/ L.s pero también es posible medir otra propiedad que sea proporcional ala concentración de un reactivo y que varié con el paso del tiempo (volumen, masa, etc.) Los factores que modifican la velocidad de reacción son: naturaleza de los reactivos, 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 las colisiones., que establece el hecho de que las reacciones se producen por choques entre las moléculas, y si uno de estos choques va acompañado de una cierta cantidad de energía (la energía de activación), se favorece entonces el inicio de la reacción y por lo tanto, la formación de productos.

Efecto de la temperatura: Arrhenius establece que la variación de la velocidad 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 estudia velocidad de las reacciones y sus mecanismos. Una pregunta de importancia que la termodinámica no plantea, es: ¿Con qué rapidez y cuál es el mecanismo de una reacción? La termodinámica considera únicamente las relaciones de energía entre los reactivos y los productos de una reacción, sin intentar señalar las etapas de paso, la rapidez con que se alcanza el equilibrio. La cinética complementa ala termodinámica al proporcionar información de la velocidad y mecanismo

transformación de reactivos en productos.
No todas las reacciones se prestan a un estudio cinético. Así, las iónicas proceden con tanta rapidez que parecen instantáneas. Las explosiones y otras, de las cuales N2O4 → 2NO2 constituye un ejemplo, también proceden tan rápidamente, lo cual imposibilita determinar su velocidad, o se requieren procedimientos especiales para determinarla. Por otra parte, algunas reacciones son tan lentas que para observar un cambio perceptible en ellas, es necesario el transcurso de meses o aún años, a la temperatura ordinaria. Entre ambos extremos quedan las reacciones cuyas velocidades resultan valorables. A esta categoría corresponden las gaseosas, igual que muchas otras en 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 temperatura produce casi invariablemente un aumento de velocidad; en efecto, en muchas reacciones un ascenso de 10 ˚C duplica dicha velocidad, y a veces el efecto es aún mayor. De igual manera, con excepción de algunas reacciones ( de orden cero) , en las cuales no ejerce efecto la concentración, el aumento de la concentración inicial origina una aceleración en la velocidad. Esta no permanece constante durante el proceso de transformación, si no que es máxima al comienzo y decrece a medida que se consumen los reactivos. Teóricamente, es necesario un tiempo infinito para que esa velocidad se haga cero. En la práctica, consideramos que aquélla procede con tal lentitud, después de un cierto tiempo, que se lleva a cabo en un intervalo finito de tiempo. Además, muchas reacciones se ven influidas por la presencia de sustancias con capacidad de acelerar o disminuir la velocidad, y que se conocen con el nombre de catalizadores, y las reacciones afectadas se dice que son canalizadas. Cinéticamente las reacciones se clasifican en homogéneas o heterogéneas. Las primeras tienen lugar en una sola fase. Si hay dos o más de éstas en un proceso, como sucede en la reacción de un gas en la superficie de un catalizador sólido o en las paredes de un recipiente, se dice que la reacción es heterogénea. Los tres tipos de reacciones homogéneas, son: (a) sin catalizar, (b) reacciones en cadena, y ( c ) catalizadas.

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

La Energía De Activación
En las reacciones que comprenden dos o más moléculas es lógico suponer que antes de que proceda, sus moléculas deben estar en contacto, o con otras palabras, deben chocar entre sí. Si el choque es causa suficiente para que se produzca la reacción, la velocidad de reacción debería ser igual a la de choque. Sin embargo, cuando el número de moléculas que reacciona en un proceso de gases como el que se obtiene a partir de las constantes de velocidad observadas, se compara con el calculado a partir de la teoría cinética, se observa que este último valor sobrepasa al de las moléculas que llevan a cabo la transformación en un múltiplo elevado de la potencia diez. Esta discrepancia se explica sólo con la suposición de que las moléculas deben poseer una configuración especial para que reaccionen, o bien necesitan encontrarse en un estado de energía muy elevado, o ambos ala vez. Aunque la configuración desempeña un papel importante en algunos casos, el término Ea. de la ecuación de Arrhenius y otras consideraciones favorecen definitivamente el estado de energía excepcional como requisito básico de la reacción; es decir, los moléculas deben activarse antes de que puedan reaccionar por colisión. Según el concepto de activación, los reactivos no pasan directamente a productos, sino que primero adquieren energía suficiente para sobrepasar una barrera de energía de activación. Las ideas involucradas se hacen más claras con la ayuda de la figura 1. En ésta, A representa la energía promedio de los reactivos, C la de los productos y B la mínima que los reactivos deben alcanzar para que reaccionen. Las moléculas en B, se encuentran activadas o en estado activado. Como deben encontrarse en este estado antes de que la reacción pueda proceder, su camino es ABC. En otras palabras, las moléculas tienen que saltar la barrera de energía antes de que puedan rodar por la colina y formar productos.

Catálisis
Es un hecho bien conocido, que la velocidad de muchas reacciones cambia al introducir ciertas sustancias diferentes de los reactivos que aparecen en la ecuación estequeométrica del proceso. Así, una pizca de di6xido de manganeso provoca el desprendimiento de oxido de clorato de potasio, los hidrocarburos no saturados se hidrogenan en presencia de níquel, el dióxido de azufre se oxida a trióxido en presencia de platino, y el yodo acelera la descomposición del óxido nitroso. En todos estos procesos, las sustancias extrañas añadidas permanecen sin alteración al final de la reacción y pueden usarse de nuevo otra vez. Cualquier sustancia que modifica la velocidad de una reacción química sin que ella misma sufra alteración se denomina catalizador, y al fenómeno en sí se designa como catálisis. El poder de un catalizador yace en su capacidad para cambiar la velocidad a la cual una reacción, determinada por las relaciones de energía libre tiene lugar. Una reacción es factible de realizar si su variación de energía libre es negativa. No obstante, aún en este caso, la velocidad de transformación es a veces tan lenta que parece como si los reactivos fuesen inertes. En tales casos, el fin del catalizador es acelerar la reacción y permitir una aproximación más rápida al equilibrio. Desde el punto de vista termodinámico, por ese motivo, la catálisis no introduce ninguna. complicación en las relaciones energéticas del sistema. La energía libre, el calor de reacción y la entropía de una reacción siguen siendo iguales tanto en el caso de que aquélla proceda per se o sea acelerada por un catalizador. Como un catalizador no cambia el valor de ΔF˚ de una reacciσn, tampoco modifica la constante de equilibrio. Por lo tanto, si se altera la reacciσn directa debe alterarse también la de sentido contrario. Con otras palabras, un catalizador debe acelerar tanto las reacciones en un sentido como en el opuesto. La experiencia demuestra que así sucede. En ocasiones parece que el catalizador modifica la constante de equilibrio, pero entonces un estudio del problema revela que o bien participa el catalizador activamente como un reactivo, o existe alguna complicación no prevista. La actividad de un catalizador se incrementa generalmente con la concentración, aunque esto no es invariablemente cierto. Además, la concentración del catalizador aparece en la ecuación de la velocidad, lo que sugiere que aquél participa como un reactivo pero que se regenera al finalizar la secuencia de las etapas de reacción. Sin embargo, esta función no constituye su único efecto, si no que usualmente conduce a un decrecimiento de la energía de activación; y este descenso de la barrera de energía entre reactivos y productos ocasiona una reacción de velocidad más elevada.

La catálisis puede ser homogénea o heterogénea, según que el catalizador forme 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 de agregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida, cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que están disueltas 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 en donde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC o de 4.18 ´ 103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor de cero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subre electrólisis para formar hidrógeno y oxígeno.

Ácido sulfúrico (Sol'n 0.25 M de H2SO4), de fórmula H2SO4, es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una densidad relativa de 1,85. Tiene un punto de fusión de 10,36 °C, un punto de ebullición de 340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar 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 allá de su punto de ebullición y la formación repentina de calor puede hacer saltar el ácido fuera del recipiente.

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

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

Ácido oxálico (Sol'n 0.0025 de C2H2O4), Es el ácido etanodioico, sólido incoloro de fórmula HO2CCO2H, que cristaliza con dos moléculas de agua. A 100 °C pierde el agua de cristalización, y el ácido anhidro funde a 190 °C. Se utiliza en análisis químico por su poder reductor y en especial en la determinación de magnesio y de calcio. También se emplea en tintorería, en el curtido de pieles, en síntesis de colorantes y como decapante.

El sulfato de manganeso (Sol'n 0.045 M de MnSO4) Un sólido cristalino de color rosa, se prepara por la acción de ácido sulfúrico sobre dióxido 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 en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento 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 forma de grano o polvo, abundante en las semillas de los cereales y en los bulbos y tubérculos. Las moléculas de almidón están compuestas de cientos o miles de átomos, 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 inorgánicos en 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 ácido clorhídrico. Todos esos carbonatos se descomponen con el calor, produciendo CO2 y generalmente el óxido sólido del metal.

Conclusiones
Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factores industriales que modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichos factores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requerido para 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 un proceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo es obtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendo así que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren un aumento en la velocidad del proceso y una disminución en el tiempo de realización del mismo. A lo largo de esta investigación hemos adquirido mas conocimientos del tema de la cinética de las reacciones y esto me facilitara la compresión de temas similares que le siguen. Posterior a esto podremos resolver problemas de aplicación en la industria a estos temas con mayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones de la CINÉTICA QUÍMICA son importantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores y las bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimiento perfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Por ejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya que muchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejar el comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya que gracias 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"?

2. 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.

3. 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 q vs. 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 reacción llevada 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 de activación.

R = La forma en que actúa un catalizador es alterándose la velocidad de una reacción química sin sufrir en sí ningún cambio químico, combinándose con uno de los reactivos formando un compuesto intermedio que reacciona con el otro más fácilmente; sin embargo, el catalizador no influye en el equilibrio de la reacción, porque la descomposición de los productos en los reactivos es acelerada en un grado similar. Lo anterior está relacionado con la energía de activación, ya que el catalizador hace que la misma se genere mas rápidamente y así produzca la reacción química en menor tiempo, rompiendo así la barrera energética que tiene que ser sobrepasada para que la reacción tenga lugar.

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

R = La importancia de conocer los factores que modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichos factores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requerido para 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 un proceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo es querer obtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendo así que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren un aumento en la velocidad del proceso 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 obteniéndose un valor de 2.0723 con una eficiencia del 61.788%, se cumplió el objetivo preestablecido, ahora bien, el empleo y el manejo del equilibrio químico así como también se manejaron 2 titulaciones diferentes para los volúmenes, en el desarrollo experimental se obtuvo primero uno de 17.3 ml y después uno de 10 ml, debemos siempre recordar que en la práctica se utilizó la mitad de los reactivos indicados en el manual de prácticas, el cuestionario presenta información suficiente y necesaria para el conocimiento experimental del equilibrio químico, una de éstas es calcular el éster donde x = 1,466,666.67 g de CH3COOC2H5, Experimentalmente tenemos 906,224.002 g de CH3COOH, también se determinaron los factores que modifican el equilibrio químico y la forma en que lo hacen. El principio de Le Chatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estos cambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en la propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. (A) Efecto de los cambios de temperatura, (B) Efecto de los cambios de concentraciones, (C) Efecto de los cambios de presión

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio químico son importantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores y las bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimiento perfecto del valor de la constante de equilibrio para determinar en que aparato se utilizaron. Por ejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya que muchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejar el comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria.

Introducción:
Es un hecho familiar bien establecido, que muchas reacciones no finalizan, sino que proceden hasta cierto punto y se detienen, dejando con frecuencia cantidades considerables de reactivos inalterados. Bajo un con- junto de condiciones dadas de temperatura, presi6n y concentraci6n, el punto en el cual una reacci6n particular parece detenerse es sien1pre el mismo; es decir, existe en este punto entre las concentraciones de los di- versos reactivos y productos una relaci6n fija definida. Cuando una reacción alcanza este estado, se dice que. se encuentra en equilibrio, que no debe considerarse como aquél en que cesa todo movimiento, Sino que es más provechoso considerarlo como un estado en el cual la velocidad con que desaparecen los reactivos originando producto es exactamente igual ala de interacción de los productos que restablecen las sustancias reaccionantes. Bajo estas condiciones no hay una transformación perceptible en el sistema, y el resultado final es un estado aparente de reposo completo. 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, esto es, 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 mas de una fase, como el que existen entre un sólido y 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 termodinámico con las cantidades medibles experimentalmente, como son las presiones parciales de los reactivos y productos en el equilibrio en el caso de las reacciones gaseosas, y concentraciones para las reacciones en solución. Aquí discutiremos las reacciones que involucran a es única- mente, o gases y fases puras condensadas. Los equilibrios en las soluciones . la actividad de un gas puro es idéntica con la fugacidad y está dada por a = Py, donde P es la presión del gas y su coeficiente de actividad. La relación correspondiente para un gas en una mezcla de ellos está dada por la regla de la fugacidad de Lewis, que establece que la actividad de un gas cualquiera en una mezcla es igual a su presión parcial multiplicada por el coeficiente de actividad del gas puro a la presión total de la mezcla. De acuerdo con esta regla, para una , especia gaseosa 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, Kγ es 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, ambas constantes son iguales. En gases no ideales, a presiones mayores que cero, los valores 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 presión total del sistema y variará a medida que cambie esta última. Por lo tanto, se sigue de la ecuación Ka que mientras que para una reacción y temperatura dadas Ka es una verdadera constante, Kp puede no serio sino una función de la presión total de equilibrio. Los límites dentro de los cuales las presiones son reemplazables por las actividades, se han discutido en el capítulo precedente. En general, es posible establecer que Kp es aproximadamente igual que Ka a presiones totales bajas. Como la mayoría de los ejemplos de equilibrio que citaremos comprenden gases en las condiciones acabadas de señalar, procederemos bajo la suposición de que Ka es sinónimo de Kp.

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

donde. Kc es la constante de equilibrio de las concentraciones. Los valores de 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 si consideramos que los gases involucrados se comportan de manera ideal. En este caso 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 de los 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 Δng es positivo y Kp, es numéricamente mayor que Kc. Si Δng es negativo, hay una disminución de volumen y Kp es menor que Kc. Usando la ecuaci6n antes descrita , R debe expresarse en las mismas unidades en que lo están las 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 está de más recapitular y recalcar las propiedades de la constante de equilibrio de una reacción. En la siguiente discusión supondremos que Kp o` Kc son verdaderas constantes en una reacción.

Primero, el principio de la constante es válido sólo en este punto de equilibrio. No se aplica a las concentraciones posibles de hallar en un sistema en reacción sino únicamente en el equilibrio verdadero, ya menos que se reemplacen en las ecuaciones Kp o` Kc las concentraciones correspondientes al punto de equilibrio, no cabe esperar obtener valores d las constantes. Repetimos que la constante de equilibrio de una reacción a una temperatura fija, es independiente de la concentración o presión para toda las concentraciones o presiones. Además, su variación respecto a la temperatura es predecible termodinámicamente. La magnitud de la constante determina la extensión a la cual proceder una reacción particular bajo condiciones establecidas. Un valor grande de Kp ó Kc señala que el numerador de la expresión de la constante lo e en comparación con el denominador, es decir, que las concentraciones d los productos son mayores que la de los reactivos, y que la reacción favorece la formación de los productos. Por otra. parte, cuando Kp ó Kc son pequeñas, las concentraciones de los reactivos son grandes en comparación las de los productos y todo indica que la reacción no procederá el cantidad apreciable bajo las condiciones señaladas.

Además, la constante de equilibrio define cuantitativamente el efecto de las concentraciones 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 valores parciales d las presiones del H2, C12 y HCI, en la ecuación anterior, deben permanecer constantes bajo cualquier condición a una temperatura establecida. Si añadimos ahora hidrógeno a ;una mezcla de los tres gases, la presión de este gas se incrementa, y la relación entre las presiones parciales dada por la ecuación anterior se modifica. Para acomodar el hidrógeno añadido sin alter. la constancia de Kp, debe disminuir la presión del gas cloro, mientras que la del cloruro de hidrógeno debe aumentar, lo cual debe verificarse por una nueva interacción del hidrógeno y cloro para formar cloruro de hidrógeno y el proceso continuará hasta que se restablece el valor de Kp y los gases se encuentran de nuevo en equilibrio. Igual efecto se produce al agregar, cloro. Por el contrario, la adición de cloruro de hidrógeno aumenta I numerador y, por lo tanto, el denominador debe también aumentar, si i preserva la constancia de Kp. Esta vez, el ajuste se logra por disociaci6 del HCI en H2 y CI 2 hasta el restablecimiento del equilibrio y Kp regresa a su valor constante.

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

El Equilibrio En Sistemas De Gases
Se han realizado muchos estudios experimentales directos de equilibrios de gases, ya continuación se discuten con detalle algunos ejemplos indicando los métodos utilizados, 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 la temperatura sobre un sistema en equilibrio se hace uso del principio de Le Chatelier-Braun, que establece que siempre que actúa una fuerza sobre un sistema en el estado de equilibrio.. éste reaccionará en una dirección que tiende a contrarrestar la fuerza aplicada. Así, si aplicamos presión a un sistema, la tendencia de la fuerza será la de disminuir el volumen.. por tanto se produce una reacción en el sistema que favorece al volumen menor. En el equilibrio del amoníaco la combinación del nitrógeno e hidrógeno para formarlo se alcanza con una disminución de volumen de tres a uno, y de aquí que según el principio de Le Chatelier-Braun podemos esperar que la formación del amoníaco se vea favorecida por un incremento de la presión total. Esto es lo que acontece en realidad.

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

Conclusiones
En ésta Práctica se determinó perfectamente la constante de equilibrio obteniéndose un valor de 2.0723 con una eficiencia del 61.788%, se cumplió el objetivo preestablecido, ahora bien, el empleo y el manejo del equilibrio químico así como también se manejaron 2 titulaciones diferentes para los volúmenes, en el desarrollo experimental se obtuvo primero uno de 17.3 ml y después uno de 10 ml, debemos siempre recordar que en la práctica se utilizó la mitad de los reactivos indicados en el manual de prácticas, el cuestionario presenta información suficiente y necesaria para el conocimiento experimental del equilibrio químico, una de éstas es calcular el éster donde x = 1,466,666.67 g de CH3COOC2H5, Experimentalmente tenemos 906,224.002 g de CH3COOH, también se determinaron los factores que modifican el equilibrio químico y la forma en que lo hacen. El principio de Le Chatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estos cambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en la propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. (A) Efecto de los cambios de temperatura, (B) Efecto de los cambios de concentraciones, (C) Efecto de los cambios de presión

Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factores industriales que modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichos factores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requerido para 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 un proceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo es obtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendo así que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren un aumento en la velocidad del proceso y una disminución en el tiempo de realización del mismo. A lo largo de esta investigación hemos adquirido mas conocimientos del tema de la cinética de las reacciones y esto me facilitara la compresión de temas similares que le siguen. Posterior a esto podremos resolver problemas de aplicación en la industria a estos temas con mayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio químico son importantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores y las bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimiento perfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Por ejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya que muchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejar el comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya que gracias 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 la titulación del ácido acético remanente
RCOOH(l) + ROH(l) ¬ ® 1 RCOOR(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 datos que 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 acético que 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 la forma en que lo hacen.
El principio de Le Chatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estos cambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en la propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio.

(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 ecuación termoquímica de la síntesis del amoníaco, NH3, (proceso Haber)
N2(g) + 3H2(g) « 2HN3(g) D H = - 92 kJ
La Reacción directa libera calor (exotérmica), mientras que la inversa lo absorbe (endotérmica). Si se aumenta la temperatura del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que absorbe calor (hacia la izquierda), aumentando la concentraciones de N2 y H2. Inversamente, el rendimiento en 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 a una acción que tiende a consumir parte de la sustancia agregada. Supóngase que en el proceso Haber para la producción de N2O4(g) al añadir en exceso a la mezcla en equilibrio se aumenta el consumo de NO2. en la misma forma, un aumento de concentraciones desplazará el equilibrio hacia la derecha.

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

N2O4 (g) « 2NO2 (g)

En teoría, se esperaría que al triplicar la presión el volumen de la mezcla se reduciría a un tercio de su valor inicial. Sin embargo, bajo las nuevas condiciones el principio de Le Chatelier nos dice que se alcanzará un nuevo equilibrio que balanceará el cambio en la presión. Es decir, que las concentraciones de N2O4 y NO2 cambiarían en forma tal que disminuyen el aumento en la presión, lo cual puede suceder si algo del NO2 reacciona para formar N2O4 puesto que se consumen dos moléculas por cada molécula producida de N2O4.

Se puede decir que el aumento de la presión sobre el N2O4 y NO2 produce un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda. Se debe anotar que el valor de la constante de equilibrio permanece igual, aunque el 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 sus iones, es decir:
AB(ac) A+(ac) + B-(ac)
El proceso de disociación electrolítica implica la separación de una sustancia en sus iones. Por ser un proceso reversible, se caracteriza por la presencia en el momento del equilibrio, no sólo de sus iones, sino también de moléculas no disociadas.

GRADO DE DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA (a) O GRADO DE IONIZACIÓN.
Es la relación entre el número de moléculas disociadas en iones y el número total de moléculas del electrolito. Si el electrolito se disocia por completo ά = 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 los electrolitos débiles y se expresa por la constante de ionización o de disociación 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 la solución.
El grado de acidez o basicidad de la solución dependerá de la concentración de los iones H o OH respectivamente. La concentración de estos IONES no sólo depende de la concentración del electrolito, sino que es función del grado de disociación de éste. El agua al disociarse, libera ambos IONES en la misma cantidad, 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 o basicidad 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 pueden determinarse a partir de los datos de conductancia, y de las mediciones de la concentración de los iones hidrógeno de una solución dada de los ácidos o bases en presencia de sus sales. El método conductimétrico fue explicado a! hablar de la constante de ionización del ácido acético. Ahora, nuestra atención se concentra en la evaluación de las constantes de ionización a partir de las mediciones de la concentración del Ion hidrógeno.

Con este fin consideremos específicamente una solución de ácido acético de 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 la ionización más la proporcionada por la sal totalmente disociada. Como en la disociación 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 ácidos se 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 y oxhidrilo en solución acuosa se hallan relacionados en forma fija, de manera que al conocer CH, COH- queda determinada. De aquí que por medición de la concentración del Ion hidrógeno en la solución de la base y su sal, resulta determinada COH-, y K’b se deduce a partir 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 posible calcular fácilmente el grado de ionización y la concentración de las especies presentes en la solución bajo diversas condiciones dadas. Daremos dos ejemplos del procedimiento.
Cálculo de grado de ionización de ácidos y bases puros. Supongamos que se desea calcular el grado de ionización y las concentraciones de las di- versas especies en solución de un ácido monobásico a una concentración C.

pH y pOH
Al pasar de soluciones ácidas a alcalinas la concentración del Ion hidrógeno varía muy ampliamente. Para dar un medio conveniente de expresi6n a la concentraci6n de los iones hidr6geno sin tener que utilizar exponentes negativos, sugiri6 Sorensen el uso de la escala pH (poder de hidrógeno) , y en base 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 oxhidrilo pueden expresarse en escala pOH mediante la definición.

pH = -log10 aH-

Como para cualquier solución acuosa aH+aOH- = Kw tenemos

-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 solución acuosa debe ser siempre una constante igual a –log10 Kw, y de aquí que cuando el pH de la solución asciende el pOH debe disminuir, y viceversa. La condición de neutralidad se establece cuando las concentraciones iónicas de hidrógeno y oxhidrilo sean iguales, y deberán serIo también el pH y el pOH. Entonces
pH = pOH = -log10 Kw

2
Cualquier solución que tiene un pH menor que –l/2 log10 Kw será ácida, 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 la solución neutra tiene un pH de siete. Los valores menores de este número indican acidez y los mayores del mismo basicidad.

Desarrollo experimental.
Se inicia haciendo el cálculo del la cantidad de HCl necesario para preparar 100ml. De solución 0.1 M. Posteriormente se mide el volumen determinado en una pipeta y se lleva a un . matraz aforado de 100ml, se llena el matraz hasta el aforo 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 la solución que se encuentra en el matraz aforado con la etiqueta de pH=l y 90ml de 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 que se peso el NaOH se vacía en un vaso de precipitado y se disuelve con 20ml de agua destilada, llevando luego esta solución a un matraz aforado de 100ml. Finalmente con agua destilada se completa el volumen hasta el aforo y se marca el matraz con una etiqueta de pH=13.

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

Una vez pesado la cantidad de acetato de sodio requerida, se agrega al vaso que contiene el ácido acético y se agita hasta que se disuelve completamente.
Finalmente se llevan al potenciómetro los vasos etiquetados incluyendo el del ácido 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 acético 0.1M y se registra su pH, con este dato se calculan las concentraciones de los iones hidronio y acetato.
Enseguida se agrega 1ml de HCl concentrado al vaso que contiene el ácido acético 0.1M y se agita para mezclar el contenido, por último se mide su pH en el potenciómetro.

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 de agregación de la materia en líquido, es incolora, inodora e insípida, cualquier cambio en estas propiedades se debe a la impurezas que están disueltas 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 en donde se utiliza la densidad relativa, su calor específico es de 1 cal/g ºC o de 4.18 ´ 103 J/kg ºK, su punto de fusión en grados Celsius es de un valor de cero, su punto normal de ebullición es de 100 ºC, dentro de la química subre electrólisis 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 puro recibe el nombre de ácido etanoico glacial, debido a que se congela a temperaturas ligeramente más bajas que la ambiente. En mezclas con agua solidifica 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 de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal. Se denomina también hidróxido el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de las bases y de los alcoholes y fenoles.

Conclusiones
Concluimos el equipo 3 que la importancia de conocer los factores industriales que modifican la velocidad de un proceso es de gran uso, ya que gracias a dichos factores podemos determinar o mejor aún lograr el tiempo necesario o requerido para 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 un proceso se acelere o se vuelva lento si así lo requerimos, ya que en muchas ocasiones se requerirá modificar la velocidad de un proceso. Un ejemplo es obtener cierto número de producción en menor tiempo que el normal, requiriendo así que los procesos se aceleren haciendo uso de los factores que logren un aumento en la velocidad del proceso y una disminución en el tiempo de realización del mismo. A lo largo de esta investigación hemos adquirido mas conocimientos del tema de la cinética de las reacciones y esto me facilitara la compresión de temas similares que le siguen. Posterior a esto podremos resolver problemas de aplicación en la industria a estos temas con mayor facilidad.

Las propiedades, conceptos y aplicaciones del equilibrio iónico son importantes para la industria, ya que algunas máquinas como los vaporizadores y las bombas centrífugas (por mencionar algunos) requieren el conocimiento perfecto del valor de gama para determinar en que aparato se utilizaron. Por ejemplo, el vaporizador de tubos, se requieren un conocimiento conciso y preciso de los procesos, y en su aplicación, en donde los tubos se puede determinar si es un sistema cerrado en donde si hay o no hay transferencia de calor, ya que muchas veces la transferencia de calor puede ser sumamente importantes y manejar el comportamiento para poder manejarlos adecuadamente ya que esto reduce costos y se aprovechan al máximo para obtener mayor eficiencia en la industria, ya que gracias a estos se necesita saber el tiempo de reacción. En la determinación de la acidez del acetato de sodio 0.1 molar, es decir; en la determinación de su 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 se diferenció mucho del valor esperado, en mas de un 100%.
Cabe mencionar, que el pH del ácido acético varió mucho al agregarle el ácido clorhídrico, y cuando se midió el pH del ácido acético 0.1 molar, este presento un pH mas bajo.
Finalmente, los resultados obtenidos no diferenciaron mucho de los resultados esperados, podemos considerar que la practica se realizó exitosamente, y no hubo complicación alguna para realizar los cálculos pertinentes.
Es de suma, importancia saber' calcular el pH de las soluciones, debido a que en la industria es de vital importancia conocer el pH de los productos, ya que con este 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 los esperados, 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 ácido acético y su sal,
Y en el ácido acético 0.1M Estas diferencias, tal vez se deben a que su preparación no fue adecuada.
En el caso del HCL 0.1M, el valor de su pH esperado es de 1 y en nuestros experimento 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 la practica 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 de 3.8, mientras que el pH esperado era de 2.8
2.-¿Cuál es el % de ionización (%ά) del ácido acético 0.1M?(puntos 12 y 13)

%a =

%a =

%a = 2.511

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

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

   

2. La concentración de ión de la nueva solución.
3. 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 inglés es solución buffer. Las soluciones reguladoras tienen un ácido débil y sus sal, o una base débil su sal.

5.- Cite cinco ejemplos donde a nivel industrial sea necesario controlar el pH, 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 pH es 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

  

 

 

Autor:

Ivan Escalona Moreno