Indice
1.
Introducción
2. La
termodinámica
3. Determinación de la
Entalpía de Combustión"
4. "Cinética
Química"
5. "Equilibrio
Químico"
6. "Equilibrio
Iónico"
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 | Es un recipiente de plástico, con el cual con una | Lo utilicé para registrar las presiones | |
Perilla de Hule | Es un instrumento que sirve para ejercer | Lo utilicé para empujar el aire contenido | |
Manómetro Diferencial | Es un tubo, junto con una tabla grande que | Lo utilicé para medir la diferencia entre | |
Llave de paso | Llave que se coloca en cualquier parte de nuestro | Nos ayudó a expulsar aire, con el fin de | |
Tapón de Hule | Es de hule, o de distintos materiales, esto con el fin de | Se tapó el garrafón y se hicieron |
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
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:
Práctica 4
Objetivos:
- Observar el efecto que tiene sobre la velocidad de
reacción, cada uno de los factores siguientes:
superficie de contacto, concentración y
temperatura - Explicar el efecto que produce la presencia de un
catalizador en una reacción química - 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
- ¿Qué diferencia hay entre "velocidad de
reacción" y "tiempo de reacción"? R = La Velocidad de Reacción es la rapidez
con que reaccionan los reactivos en una reacción
química para formar productos, mientras que el Tiempo
de Reacción es la tardanza de una reacción
química en reaccionar, es decir, el tiempo que tarda
desde que los reactivos se ponen a reaccionar hasta que se
obtienen los productos finales.- 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.
Práctica 5
Objetivo:
- 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 | 10 ml |
Volumen de NaOH 1 M para titular la | 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 | 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.
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:
El pH del ácido acético 0.1M y HCl fue
de 1.99, por lo que:- La concentración de ión de la nueva
solución. - 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