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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALESIQIEESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA EINDUSTRIAS EXTRACTIVASLABORATORIO DE TERMODINAMICA DEL EQUILIBRIO QUIMICOProfesor: Pedro Castillo MéndezGrupo: 2IVPráctica: Equilibrio Químico Iónico: DETERMINACION DE LA CONSTANTE DEEQUILIBRIO APARTIR DE LA TITULACION CALOR...

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL ESIQIE ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

LABORATORIO DE TERMODINAMICA DEL EQUILIBRIO QUIMICO Profesor: Pedro Castillo Méndez Grupo: 2IV40 Práctica: Equilibrio Químico Iónico: DETERMINACION DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO APARTIR DE LA TITULACION CALORIMETRICA

Alumno:

Introducción: El calor de reacción, Qr se define como la energía absorbida por un sistema cuando los productos de una reacción se llevan a la misma temperatura de los reactantes. Para una definición completa de los estados termodinámicos de los productos y de los reactantes, también es necesario especificar la presión. Si se toma la misma presión para ambos, el calor de reacción es igual al cambio de entalpía del sistema. Se denomina reacción exotérmica a cualquier reacción química que desprenda energía, ya sea como luz o calor, o lo que es lo mismo: con una variación negativa de la entalpía; es decir: -ΔH. El prefijo exo significa «hacia fuera». Por lo tanto se entiende que las reacciones exotérmicas liberan energía.

Objetivos 1. Medir el calor asociado a interacciones no covalentes entre moléculas 2. Analizar el calor de reacción de una mezcla de alcohol etílico y acido clorhídrico 3. Calcular las constantes de equilibrio químico en una reacción exotérmica 4. Conocer las condiciones de equilibrio de la mezcla propuesta

CALOR DE REACCIÓN El calor de reacción o entalpía de reacción (ΔH) es el cambio en la entalpía de una reacción química que se produce a una presión constante. Es una unidad termodinámica de medida útil para calcular la cantidad de energía por mol que se libera o se produce en una reacción. Dado que la entalpía se deriva de la presión, el volumen y la energía interna, las cuales todas son funciones de estado, la entalpía es también una función de estado. ΔH, o el cambio de entalpía surgió como una unidad de medida destinada a calcular el cambio de energía de un sistema cuando se hizo demasiado difícil encontrar el ΔU, o cambio en la energía interna de un sistema, midiendo simultáneamente la cantidad de calor y trabajo intercambiado. Dada una presión constante, el cambio de entalpía es igual al calor y se puede medir como ΔH = q. La notación ΔHº o ΔHºr surge entonces para explicar la temperatura y la presión precisas del calor de reacción ΔH. La entalpía estándar de reacción está simbolizada por ΔHº o ΔHºrxn y puede asumir tanto valores positivos como negativos. Las unidades para ΔHº son kiloJulios por mol, o kj / mol.

CONCEPTO PREVIO PAR ENTENDER EL CALOR DE REACCIÓN: DIFERENCIAS ENTRE ΔH Y ΔHºR. Δ = representa el cambio en la entalpía (entalpía de los productos menos la entalpía de los reactantes).

Un valor positivo indica que los productos tienen mayor entalpía, o que es una reacción endotérmica (se requiere calor). Un valor negativo indica que los reactantes tienen mayor entalpía, o que es una reacción exotérmica (se produce calor). º = significa que la reacción es un cambio de entalpía estándar, y se produce a una presión / temperatura preestablecida. r = denota que este cambio es la entalpia de la reacción. El ΔHºr es el calor estándar de reacción o entalpía estándar de una reacción, y como ΔH también mide la entalpía de una reacción. Sin embargo, ΔHºrxn tiene lugar en condiciones «estándar», lo que significa que la reacción tiene lugar a 25º C y 1 atm. El beneficio de una medición de ΔH bajo condiciones estándar radica en la capacidad de relacionar un valor de ΔHº con otro, ya que se producen en las mismas condiciones.

CALOR DE FORMACIÓN es la energía involucrada en la formación de un molde compuesto a partir de sus elementos en estado estándar El calor estándar de formación, ΔHfº, de un producto químico es la cantidad de calor absorbido o liberado de la formación de 1 mol de ese producto químico a 25 grados Celsius y 1 bar de sus elementos en sus estados estándar. Un elemento está en su estado estándar si está en su forma más estable y su estado físico (sólido, líquido o gas) a 25 grados Celsius y 1 bar. Por definición, la formación de un elemento de sí mismo no produciría ningún cambio en la entalpía, por lo que el calor estándar de reacción para todos los elementos es cero (Cai, 2014).

CALORIMETRÍA

La calorimetría: acto de medir los cambios en las variables de estado de un cuerpo con el propósito de derivar la transferencia de calor asociada con los cambios de su estado debido, por ejemplo, a reacciones químicas, cambios físicos o transiciones de fase, bajo restricciones específicas. La calorimetría se realiza con un calorímetro. La palabra calorimetría se deriva de la palabra latina calor y la palabra griega μέτρον (metrón), que significa medida. Se dice que el médico y científico escocés Joseph Black, quien fue el primero en reconocer la distinción entre calor y temperatura, es el fundador de la ciencia de la calorimetría La calorimetría indirecta: calcula el calor que producen los organismos vivos midiendo su producción de dióxido de carbono y residuos de nitrógeno

(con

frecuencia

amoníaco

en

organismos acuáticos o urea en organismos terrestres), o a partir de su consumo de oxígeno. Lavoisier observó en 1780 que la producción de calor se puede predecir a partir del consumo de oxígeno de esta manera, mediante regresión múltiple. La teoría del balance dinámico energético explica por qué este procedimiento es correcto. El calor generado por los organismos vivos también puede medirse por calorimetría directa, en la cual el organismo entero se coloca dentro del calorímetro para la medición. LEY DE HESS establece que: «si una serie de reactivos reaccionan para dar una serie de productos, el calor de reacción liberado o absorbido es independiente de si la reacción se lleva a cabo en una, dos o más etapa esto es, que los cambios de entalpía son aditivos: ΔHneta = ΣΔHr. Equivalentemente, se puede decir que el calor de reacción solo depende de los reactivos y los productos, o que el calor de reacción es una función de estado; en este sentido la ley de Hess es la aplicación a las reacciones químicas del primer principio de la termodinámica; debido a que fue enunciada unos diez años antes que ésta, conserva su nombre histórico.

DIAGRAMA DE BLOQUES

1.- Reacción de neutralización.

Medir 50 ml de HCl, pureza de 37%.

Preparar 30 ml de NaOH 1M.

Tomar To.

Colocar la jeringa al sistema.

Transferir el NaOH a una jeringa de 10 ml.

Adicionar al vaso de precipitados el HCl.

Hacerlo de 3ml en 3ml hasta que se acabe todo el HCl.

Tomar temperaturas en cada adición.

2.- Titulación.

Tomar 3 alícuotas de 1ml de la anterior reacción.

Agregar 1 gota de fenolftaleína.

Titular con NaOH el exceso de HCl

Tabla de datos experimentales # 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

NaOH (mL) 3 6 9 12 15 18 21 24 27 30

T 0 =25 °C Cálculos Densidad del HCl = 1.19

g mL

Densidad del NaOH = 1.111

g mL

Masa de la mezcla

m 1 = (30 mL) (1.19

g g ) + (3 mL) (1.111 ) = 39.033 g mL mL

m 2 = (30 mL) (1.19

g g ) + (6 mL) (1.111 ) = 42.366 g mL mL

m 3 = (30 mL) (1.19

g g ) + (9 mL) (1.111 ) = 45.699 g mL mL

m 4 = (30 mL) (1.19

g g ) + (12 mL) (1.111 ) = 49.032 g mL mL

m 5 = (30 mL) (1.19

g g ) + (15 mL) (1.111 ) = 52.365 g mL mL

m 6 = (30 mL) (1.19

g g ) + (18 mL) (1.111 ) = 55.698 g mL mL

Temperatura (°C) 34 40 44 45 47 48 49 49 50 51

m 7 = (30 mL) (1.19

g g ) + (21 mL) (1.111 ) = 59.031 g mL mL

m 8 = (30 mL) (1.19

g g ) + (24 mL) (1.111 ) = 62.364 g mL mL

m 9 = (30 mL) (1.19

g g ) + (27 mL) (1.111 ) = 65.697 g mL mL

m 10 = (30 mL) (1.19

g g ) + (30 mL) (1.111 ) = 69.03 g mL mL

sol=¿ q¿

Q = (m)(Cp)(ΔT)

ΔH=( T i - T 0 ) Cp=4.1754

J gK

J sol 1=¿ (39.033 g)(4.1754 )(307.15 °K-298.15°k)= 1466.8054 J q¿ gK J sol 2=¿ (42.366 g)(4.1754 )(313.15 °K-298.15°k)= 2653.4249 J q¿ gK sol 3=¿ J (45.699 g)(4.1754 )(317.15 °K-298.15°k)= 3625.4204 J q¿ gK J sol 4=¿ (49.032 g)(4.1754 )(318.15 °K-298.15°k)= 4094.5642 J q¿ gK J sol 5=¿ (52.365 g)(4.1754 )(320.15 °K-298.15°k)= 4810.1860 J gK q¿ sol 6=¿ J (55.698 g)(4.1754 )(321.15 °K-298.15°k)= 5348.9128 J q¿ gK J sol 7=¿ (59.031 g)(4.1754 )(322.15 °K-298.15°k)= 5915.4728 J q¿ gK J sol 8=¿ (62.364 g)(4.1754 )(322.15 °K-298.15°k)= 6249.4714 J q¿ gK J sol 9=¿ (65.697 g)(4.1754 )(323.15 °K-298.15°k)= 6857.7813 J q¿ gK sol 10=¿ q¿

(69.03 g)(4.1754

q sol +q rxn =0

J )(324.15 °K-298.15°k)= 7493.9244 J gK

q sol =- q rxn q rxn1 =-1466.8054 J q rxn2 =-2653.4249 J q rxn3 =-3625.4204 J q rxn 4 =-4094.5642 J q rxn5 =-4810.1860 J q rxn6 =-5348.9128 J q rxn7 =-5915.4728 J q rxn8 =-6249.4714 J q rxn9 =-6857.7813 J q rxn10 =-7493.9244 J Δ H rxn = °

n HCl =

° HCl

n

q rxn Número de moles del reactivolimitante

V ( mL ) densidad (Pureza) PM

g 30 mL∗1.19 ( mL ) = 36.46

g mol

(0.365)=0.3573 mol de HCl

Δ H rxn =

−1466.8054 J =-4105.2488 0.3573 mol

Δ H rxn =

J −2653.4249 J =-7426.3221 mol 0.3573 mol

Δ H rxn =

−3625.4204 J J =-10146.7125 mol 0.3573 mol

Δ H rxn =

−4094.5642 J =-11459.7374 0.3573 mol

Δ H rxn =

J −4810.1860 J =-13462.5972 mol 0.3573 mol

Δ H rxn =

−5348.9128 J J =-14970.3688 0.3573 mol mol

J mol

J mol

Δ H rxn =

−5915.4728 J J =-16556.0391 mol 0.3573 mol

Δ H rxn =

−6249.4714 J J =-17490.8239 mol 0.3573 mol

Δ H rxn =

J −6857.7813 J =-19193.3425 0.3573 mol mol

Δ H rxn =

−7493.9244 J J =-20973.7598 0.3573 mol mol

Ecuación de Van´t Hof

¿ K=

−Δ H rxn R

K1¿ e

(

1 1 − ) Ti T0

R=8.314

J mol K

−Δ H rxn 1 1 ( − ) R Ti T0

J 1 mol 1 ( − ) J Ti T0 8.314 mol K

−−4105.2488

K=e

=1.0497

K 2 =1.1543 K 3 =1.2779 K 4 =1.3372 K 5 =1.4523 K 6 =1.5411 K 7 =1.6447 K 8 =1.6916 K 9 =1.8203 K 10 =1.9712 f n HCl =

V NaOH gastado (mL ) (N NaOH ) (V total) V alicuota

nfHCl =

(7.3 mL ) (3 M NaOH ) (0.03L)=0.1314 mol 5 mL

ε= n°HCl−nfHCl = 0.3573 mol-0.1314 mol=0.2259 mol Tabla de resultados

30 mL HCL NaOH mL

Temperatura °K

Masa (g)

ΔT (°K)

3

307.15

39.033

9

6

313.15

42.366

15

9

317.15

45.699

19

12

318.15

49.032

20

15

320.15

52.365

22

18

321.15

55.698

23

21

322.15

59.031

24

24

322.15

62.364

24

27

323.15

65.697

25

30

324.15

69.03

26

q sol (J)

q rxn

Δ H rxn

K

(

J ) mol 1466.805 4 2653.424 9 3625.420 4 4094.564 2 4810.186 0 5348.912 8 5915.472 8 6249.471 4 6857.781 3 7493.924 4

-1466.8054

-4105.2488

1.0497

-2653.4249

-7426.3221

1.1543

-3625.4204

-10146.7125

1.2779

-4094.5642

-11459.7374

1.3372

-4810.1860

-13462.5972

1.4253

-5348.9128

-14970.3688

1.5411

-5915.4728

-16556.0391

1.6447

-6249.4714

-17490.8239

1.6916

-6857.7813

-19193.3425

1.8203

-7493.9244

-20973.7598

1.9712

Graficas

Chart Title 0 3

6

9

12

15

18

21

24

27

30

-5000 -10000 -15000 -20000 -25000

(

)

Chart Title 2.5 2 1.5 1 0.5 0 3

6

9

12

15

18

21

24

27

30

OBSERVACIONES 1.- Aunque el sistema se considera completamente adiabático, no es así debido a que puede tener alguna abertura que impida eso como la del termómetro y la jeringa. 2.- Se quitaba y metía la jeringa sin tener precaución en cubrir el orificio que tenía. Discusión de resultados Para los resultados de Δ H rxn

sean negativos se debe a que el sistema trata de

mantener su entropía baja, de igual manera al no haber sellado de manera correcta l sistema o parcial mente este puede experimentar una resistencia el cual trata de equilibrar el sistema esto lo define el principio de le Chatelier que nos dice que todo sistema que se esta modificando el sistema evoluciona de tal manera que se opone a dicha modificación en cuanto a las graficas se puede decir que a medida que se agrega NaOH hidróxido de sodio se desprende calor por eso los valores de delta h y podemos ver que a mayor adición la constante de equilibrio también va en aumento debido a que la reacción tiene una modificación como ya habíamos mencionado cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que

el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

Conclusión Se puede concluir que el principio de le Chatelier se cumple ya que tenemos un sistema que se está modificando y el desprender calor es la manifestación de que el sistema trata de ponerse en equilibrio el tiempo de espera de cada adición de 10 segundos es porque aproximadamente eso tarda el sistema en equilibrarse y esto se puede apreciar por el termómetro ya que no varía o se mantiene constante por un tiempo. La calorimetría por titulación se basa en que cualquier interacción entre sustancias tendrá a expulsar o absorber calor, lo que nos permitió una determinación simultanea de la entalpia. El sistema paso por diferentes estados de equilibrio debido a la variación de las composiciones de los reactivos y productos después de que se le inyectaba, tuvo diferentes temperaturas hasta que se estabilizo a una temperatura final. La T final fue mayor a la inicial lo cual significa que el calor liberado por la reacción fue absorbido por el entorno.

Referencias Anne Marie Helmenstine. (2014, Junio 11). Enthalpy of Reaction Definition. Recuperado de thoughtco: thoughtco.com. (S.F.). Standard Enthalpy of Reaction. Recuperado de boundless: boundless.com. Cai, E. (2014, Marzo 11). standard heat of formation. Recuperado de chemicalstatistician: chemicalstatistician.wordpress.com. Clark, J.

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change definitions.

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