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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 1×10-7 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

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