Química Industrial

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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 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
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 , se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:
Gases
Monoatómicos
Diatómicos
Poliatómicos
CP
5
7
9
CV
3
5
7

1.65
1.44
1.28
A manera mas sencilla de determinar es mediante la fórmula
(13)
Proceso isobárico
Q=
W=
E =
H = nCpT
H - E
nCvT
nCpT
V/T = cte.
Q = H
VT
Fórmula:
Proceso isométrico
ó isocórico
Q=
W=
E =
H =
E = nCvT
0
nCvT
nCpT
P/T = cte.
Qv = E
PT
Fórmula:
Proceso isotérmico
Q=
W=
E =
W
proceso reversible
0
0
PT = cte
;
Q=W
H =
H =
proceso irreversible
Fórmulas:
Proceso adiabático
Q=
0
P1  P2 ; V1  V2;
W = - E
proceso irreversible
-
W=
proceso reversible
nCvT
E =
nCpT
H =
;
Fórmulas:;;;
Cuadro de material y equipo:
NOMBRE DEL
MATERIAL
DESCRIPCIÓN
DEL MATERIAL
Garrafón de vidrio
Es un recipiente de plástico, con
de 20 litros con
el cual con una manguera se
conexiones de vidrio transporta el aire.
y manguera
Perilla de Hule
Manómetro
Diferencial
ESQUEMA
Lo utilicé para registrar las
presiones manométricas con
un manómetro con agua
Es un instrumento que sirve para Lo utilicé para empujar el aire
ejercer presión y poder empujar el contenido en el garrafón y
aire, contenido en el garrafón
poder hacer las mediciones
Es un tubo, junto con una tabla
grande que contiene agua de un
tono amarillento, graduado y con
forma de U
Llave que se coloca en cualquier
parte de nuestro sistemas
Llave de paso
Es de hule, o de distintos
materiales, esto con el fin de
Tapón de Hule
¿PARA QUE LO UTILICÉ?
Lo utilicé para medir la
diferencia entre la presión de
un fluido y la presión
atmosférica local
Nos ayudó a expulsar aire,
con el fin de determinar las
presiones
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
INICIO
Instalar el sistema
Bombear aire al
garrafón
Hasta alcanzar
una diferencia
de alturas entre
30 y 40 cm.
Anotar las
diferencias de
alturas indicadas
en el manómetro.
Después quitar y
poner
inmediatamente
el tapón .
Volver a
registrar las
alturas en el
SI
manómetro.
FIN
Repetir
experimento
>
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, C p y CV para gases
ideales y por consiguiente , se determina por la estructura de la molécula del gas, siendo:
Gases
Monoatómicos
Diatómicos
Poliatómicos
CP
5
7
9
CV
3
5
7
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

1.65
1.44
1.28








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 (E) y corregirla para calcular (H)
Esto se obtiene a partir de la definición de la ENTALPÍA (H)
H = E + PV
H = E + (PV)
Entendiéndose por (PV) la diferencia entre los productos PV de productos y reactivos.
Como en reacciones a temperatura constante el (PV) depende del cambio de moles gaseosos entre
productos y reactivos, se tiene:
(PV) = nRT
obteniéndose así la relación entre el cambio de entalpía y el de energía
H = E + 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 E o el 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 N 2O4 → 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 reacción 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, H 2S2O3, 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 KlO 3): 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 (CaCO 3), 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 CO 2 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
KIO3
NaHSO3
(min)
velocidad de un proceso.
Un ejemplo es obtener
0.0025
0.01
9.39
cierto número de
producción en menor
0.005
0.01
2.48
tiempo que el normal,
requiriendo así que los
0.01
0.01
1.42
procesos se aceleren
haciendo uso de los
0.02
0.01
0.783
factores que logren un
aumento en la velocidad del
0.01
0.318
proceso y una disminución 0.04
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
Efecto de Temperatura
T (ºC)
25
45
50
54.5
62
T(ºK)
298
318
323
327.5
335
1/T
0.0033557
0.00314465
0.00309598
0.00305344
0.00298507
tiempo (s)
904.64
93
96
103
46.725
ln t
6.80753707
4.53259949
4.56434819
4.63472899
3.84427935
T(ºK)
298
318
323
327.5
335
1/T (ºK-1)
0.0033557
0.00314465
0.00309598
0.00305344
0.00298507
Tiempo (s)
105
11.45
8
7
6.55
ln t
4.65396035
2.43798973
2.07944154
1.94591015
1.87946505
Efecto del Catalizador
T (ºC)
25
45
50
54.5
62
Gráficas:
haciendo uso de:
Determinamos el valor de la pendiente
b=
5.288291667 N
y la ordenada es
Gráfica 3:
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
Cuestionario
1.
¿Qué diferencia hay entre “velocidad de reacción” y “tiempo de reacción”?
R = La Velocidad de Reacción es la rapidez con que reaccionan los reactivos en una reacción química
para formar productos, mientras que el Tiempo de Reacción es la tardanza de una reacción química en
reaccionar, es decir, el tiempo que tarda desde que los reactivos se ponen a reaccionar hasta que se
obtienen los productos
finales.
KIO3
NaHSO3
(min)
2.
Represente
gráficamente la variación
0.01
9.39
de la concentración con el 0.0025
tiempo.
0.005
0.01
2.48
3.- Determine gráfica la
velocidad media de la
reacción 2:
0.01
0.01
1.42
haciendo uso de:
0.02
0.01
0.783
0.04 b = 5.288291667
0.01
0.318
N
Determinamos el valor de la pendiente
y
5: Construir una gráfica ln  vs. 1/T donde T esté en KELVIN
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)
25
45
50
54.5
62
T(ºK)
298
318
323
327.5
335
1/T
0.0033557
0.00314465
0.00309598
0.00305344
0.00298507
tiempo (s)
904.64
93
96
103
46.725
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
ln t
6.80753707
4.53259949
4.56434819
4.63472899
3.84427935
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 K p ,
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 H 2, 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.
Inicio
Se instala el equipo como se indica en el manual
Agregar al matraz de reacción 15 gramos de CH3COOH (14.25 ml), 12.75 gramos de
CH3CH2OH (16 ml) y 0.46 gramos de H2SO4 concentrado (0.25 ml) como catalizador
Calentar el matraz cuidadosamente durante media hora y a una temperatura comprendida
entre 55ºC y 60ºC
Se toma una alícuota de 5 ml de mezcla de reacción y diluirla con 12.5 ml de agua destilada
en un marras erlernmeyer de 250 ml agregando unas gotas de fenolftaleína
Titular la muestra con solución 1 M de NaOH hasta obtener un vire de incoloro a rosa,
anotando el volumen gastado
Titular una cantidad igual de H2SO4 (0.25 ml) diluida con 12.5 ml de gua, con objeto de tener
el dato que se requiere para obtener el valor de v.
FIN
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
Volumen de NaOH 1 M para titular la alícuota de la mezcla
10 ml
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
CH3COOH
CH3CH2OH
H2SO4
m (g)
15
12.75
0.46
V (ml)
14.25
16
0.25
30.5
Valícuota MEZCLA
Muestra en Blanco
VNaOH [ ] = 1 M (utilizado para titular 0.1 ml muestra
en blanco
5 ml
0.1 ml
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
nCH 3COOH  n A 0  x  x  n A0  nCH 3COOH  0.25m ol  0.09553m ol
 x  0.15447m ol
4. Calcular la constante de equilibrio, en función de la concentraciones.
1
c
d

C  D 
K equilibrio 
Aa Bb
1
x x
V   V 
x x 
   


1
1
0.25  x 0.275  x 
 0.25  x   0.275  x 
 V
 

V

 

 x  0.15447
Kc 
0.154470.15447
0.023861

 2.0723
0.25  0.154470.275  0.15447 0.011514
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 CH 3COOC2H5
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, NH 3,
(proceso Haber)
N2(g) + 3H2(g)  2HN3(g)
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+ + OHy su constante de ionización (constante de producto i6nico) es:
K
H3OOH 
H 2O
Pero el valor del agua es siempre 1.
K H 2O  H3O OH , las concentraciones iónicas de H+ y OH- son 1x10-7 mol/lt.



Kw = [lx10-7] [lx10-7]
Kw = [lx10-14] , el pOH= -log[OH-] y el pH= -log[H+],
entonces: pH= - log[lx10-7] = 7 - logl = 7
pH+pOH = 14
la escala que demuestra la variación de pH, en función de la acidez o basicidad de una solución, es la
siguiente:
O
1
2
3
4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
Disminuye acidez neutro Aumenta basicidad
Determinación De Las Constantes De Ionización
Las constantes de ionización de los ácidos y bases débiles pueden determinarse a partir de los datos de
conductancia, y de las mediciones de la concentración de los iones hidrógeno de una solución dada de los
ácidos o bases en presencia de sus sales. El método conductimétrico fue explicado a! hablar de la
constante de ionización del ácido acético. Ahora, nuestra atención se concentra en la evaluación de las
constantes de ionización a partir de las mediciones de la concentración del Ion hidrógeno.
Con este fin consideremos específicamente una solución de ácido acético de concentración G que
contiene también acetato sódico de concentración C'. Si la de los iones hidrógeno es C H+, 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
Ka 
Ch  CH  C '
C  CH 
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:
Kb 
COH  COH   C 
C  COH 
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 C H, 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 aHComo 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
0.365
X
0.1 = W/36.5
36%
100%
W = 0.365gr
X =1.01388 gr. Al 36 %
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
n. = W/PM
0.4
x
98%
100%
0.1M = n / 0.1l t.
0.01 = W/40g/mol
n =0.01
W= 0.4 gr
x=0.4081 gr
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.= 0.0101677 mol
m =0.8337gr
0.8337gr ----100%
x
----99%
n=
m = nPM
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
HCL 0.1M
HCL 0.01M
NaOH 0.1M
NaOH 0.01M
Ácido Acético y su sal
Ácido Acético 0.1M
Ácido Acético y HCL
pH. Esperado
1
2
13
12
4.75
2.8
--
PH Real
2.1
1.96
12.9
11.9
3.94
3.8
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)
%=
%=
% = 2.511
 105
3.-De acuerdo con lo obtenido en los pasos 14 y 15, calcule:

a)
La concentración de ión H de la nueva solución.
El pH del ácido acético 0.1M y HCl fue de 1.99, por lo que:
b)
La concentración final de ión - para lo cual debe considerar la relación:
despejando a
5
Ka =1.8  10
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
Trabajo enviado por:
Ivan Escalona Moreno
[email protected]