Tesina Termodinámica

INTITUTO POLITECNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA QUIMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS

Laboratorio de Termodinámica IV

Tesina:

“Soy como la primera la ley de la termodinámica, cedo calor al cuerpo más frio”

Presentado por:

González Ángeles José Israel

Asesor:

DR. MIGUEL SÁNCHEZ PASTÉN

Grupo: 2IV46 Equipo: 1

Índice Página

Prologo -------------------------------------------------------------------------------------------- 4

Introducción

Equilibrio Químico ------------------------------------------------------------------------------ 5

En la Termodinámica el equilibrio químico ---------------------------------------------- 8

Equilibrio Químico Iónico --------------------------------------------------------------------- 11

Equilibrio Homogéneo ------------------------------------------------------------------------ 12

Constante De Equilibrio ---------------------------------------------------------------------- 12

Efecto De Un Cambio En Las Condiciones De Equilibrio --------------------------- 13

Espectrofotometría ----------------------------------------------------------------------------- 13

Fenómeno De Absorción --------------------------------------------------------------------- 15

Leyes De Absorción --------------------------------------------------------------------------- 16

Ley De Beer ------------------------------------------------------------------------------------- 17

Equilibrio Químico homogéneo En Fase ------------------------------------------------ 18

Esterificación Y Equilibrio ------------------------------------------------------------------- 21

Ionización --------------------------------------------------------------------------------------- 23

Dimerización ----------------------------------------------------------------------------------- 24

Desarrollo Experimental practica 1 ------------------------------------------------------ 26

Cálculos ---------------------------------------------------------------------------------------- 28

Conclusión ------------------------------------------------------------------------------------- 35

Desarrollo Experimental practica 2 ------------------------------------------------------ 36

Cálculos ---------------------------------------------------------------------------------------- 37

Conclusión ------------------------------------------------------------------------------------- 42

Desarrollo Experimental practica 3 ------------------------------------------------------ 43

Cálculos ---------------------------------------------------------------------------------------- 45

Conclusión ------------------------------------------------------------------------------------- 57

Artículos ---------------------------------------------------------------------------------------- 58

Bibliografía ------------------------------------------------------------------------------------ 61

Prólogo

La motivación y el esfuerzo para escribir esta tesina surgieron de la experiencia teórica y la que se obtiene al experimentar de distintas maneras en un laboratorio, para así comprobar todas las aportaciones teóricas que los profesores instruyen en clases.

En este caso, mediante el uso de varios métodos analíticos de determinación cuantitativa y cualitativa, aprendidos en otros laboratorios, se logra reflejar cómo se obtienen los resultados correctos, de distintos sistemas químicos diferentes, las constantes de equilibrio de reacción, así como la determinación del avance o coordenada de reacción para cada una en específico.

Por desgracia, muchas veces, las reacciones no siempre llegan al equilibrio debido a muchas causas externas a ellas, es decir, las condiciones de operación o el mal manejo de las sustancias, en ese caso, que puedan estar contaminadas, las condiciones no son las adecuadas para poder realizar el experimento, o su grado de pureza no sea el suficiente para llegar a un buen grado de conversión.

Aun cuando los procesos de reacción no llegan al equilibrio o a un buen grado de conversión, se realizan los estudios necesarios en los diferentes parámetros que influyen en su realización, como en el caso de este trabajo, se utilizan cálculos para el favorecimiento de analizar las condiciones y aprovechar los lineamientos necesarios para su realización.

Introducción

Equilibrio químico:

Es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico.

Figura 1. Equilibrio químico

En una reacción química, cuando los reactivos se mezclan en un recipiente de reacción (y con calefacción, si es necesario), la totalidad de los reactivos no se convierten en los productos. Después de un tiempo (que puede ser inferior a millonésimas de un segundo o mayor que la edad del universo), las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación entre los reactivos y productos será fija. Esto se llama equilibrio químico.

El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como

Pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan S y T son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos.

Guldberg y Waage (1865), basándose en las ideas de Berthollet, propusieron la ley de acción de masas:

Donde A, B, S y T son masas activas y k+ y k− son las constantes de velocidad. Cuando las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales:

Y la relación entre las constantes de velocidad es también una constante, conocida ahora como constante de equilibrio.

Por convenio, los productos constituyen el numerador. Sin embargo, la ley de acción de masas es válida sólo para reacciones que transcurren en una etapa que proceden a través de un estado de transición único y no es válido, en general, porque las ecuaciones de velocidad siguen, por lo general, la estequiometria de la reacción como Guldberg y Waage propusieron (véase, por ejemplo, la sustitución nucleofílica alifática por SN1 o la reacción del hidrógeno y del bromo para formar bromuro de hidrógeno). La igualdad de las velocidades de la reacción directa y de la inversa, es una condición necesaria para el equilibrio químico, aunque no es suficiente para explicar por qué se produce el equilibrio. A pesar del fracaso de esta derivación, la constante de equilibrio para una reacción es de hecho una constante, independiente de las actividades de las distintas especies involucradas, aunque depende de la temperatura, como se aprecia por la ecuación de van't Hoff. La adición de un catalizador afecta de la misma forma tanto a la reacción directa como a la reacción inversa y no tendrá un efecto sobre la constante de equilibrio. El catalizador acelera la velocidad de ambas reacciones con lo que aumenta la velocidad a la que se alcanza el equilibrio.3 4

Aunque las concentraciones de equilibrio macroscópico son constantes en el tiempo las reacciones se producen en el nivel molecular. Por ejemplo, en el caso de ácido acético disuelto en el agua y la formación de acetato e iones hidronio,

Un protón puede saltar de una molécula de ácido acético a una molécula de agua y luego a un ion acetato para formar otra molécula de ácido acético y dejando el número de moléculas de ácido acético sin cambios. Este es un ejemplo de equilibrio dinámico. Los equilibrios, como el resto de la termodinámica, son fenómenos estadísticos, los promedios del comportamiento microscópico.

El Principio de Le Châtelier (1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso

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