Prática no

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS
Departamento De Ingeniería Química Industrial
Academia de Fisicoquímica 
LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO 
PRÁCTICA 3
¨CALOR DE REACCIÓN¨
DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO A PARTIR DE LA TITULACIÓN CALORIMÉTRICA 
PROFESORA: EVA LÓPEZ MERIDA
GRUPO: 2IM43
SECCIÓN B
INTEGRANTES:
 Bizarro Nava Axel Giovan
González Alarcón Iltse Raquel
Ortega Cuenca Azalia Rubí
Sánchez Luna Eva Isabel
Santos Pérez Juan José
Equipo: 2
FECHA: 30|10|2020
OBJETIVOS
I. Medir el calor asociado a interacciones no covalentes entre moléculas.
II. Analizar el calor de neutralización entre hidróxido de sodio y ácido clorhídrico.
III. Calcular las constantes de equilibrio químico en una reacción exotérmica.
IV. Conocer las condiciones de equilibrio de la mezcla propuesta.
 INTRODUCCIÓN 
Calor de Reacción
Las reacciones químicas se acompañan por una transferencia de calor o cambios de temperatura durante el transcurso de la reacción. Estos efectos son manifestaciones de las diferencias en la estructura molecular, así mismo de energía de los productos y reactivos.
Ejemplo:
Los reactivos en una reacción de combustión tienen una energía mayor, debido a su estructura, y esta energía debe ser transferida a los alrededores como calor, sino llegará a ser así, la temperatura se reflejará alta en los productos.
Cada una de la gran variedad de reacciones químicas posibles, pueden llevarse a cabo de muchas formas diferentes, por lo tanto, cada reacción está acompañada por un efecto calorífico particular. Por ello, se calculan los efectos caloríficos de reacciones que se llevan a cabo de diversas formas a partir de datos obtenidos para reacciones que se realizan de manera estándar. 
La cantidad de calor requerido para una reacción química específica depende de las temperaturas de los reactivos y productos. La formación de enlaces químicos libera energía en forma de calor, a esto se le llama reacción exotérmica, en cambio a la reacción que necesita de absorción de calor, se le llama reacción endotérmica.
Calorimetría
La Calorimetría es la parte de la física encargada de medir la cantidad de calor que se genera o se o pierde en ciertos procesos físicos o químicos. 
Esta permite la determinación de los cambios de energía libre de Gibbs, entalpía, entropía y la obtención de la constante de asociación, finalmente la estequiometria del complejo que se usó a una temperatura fija.
Cuando un cuerpo transmite el calor hay otro que lo recibe. Este es el principio del calorímetro. 
El termómetro es el que determinara la temperatura final del proceso también llamada temperatura de equilibrio. 
El líquido más usado es el agua, que actúa como receptor de las calorías que transmite el cuerpo. El calor específico del agua es de 1 cal /grs °C. Cuando el agua hierve o se congela, este valor cambia.
El aparato que se encarga de medir esas cantidades es el calorímetro, el cual opera isotérmicamente. Su formación consta de un termómetro que está en contacto con el medio que está midiendo. En el cual se encuentran las sustancias que dan y reciben calor. Las paredes deben estar lo más aisladas posible ya que hay que evitar al máximo el intercambio de calor con el exterior. Sino se mantiene este aislamiento, habría errores al tomar las mediciones.
Capacidad Calorífica
La capacidad calorífica se define como: C=
Es la cantidad de calor requerida para elevar en 1ºC, la temperatura de una determinada cantidad de sustancia. Si la capacidad calorífica de una sustancia es mayor, mayor será la cantidad de calor que se entrega a ella para subir su temperatura.
Constante de equilibrio
Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.
La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. 
¿En qué se basa el método utilizado en la práctica?
El método se basa en un cambio en la composición del sistema dentro del equipo de reacción, después de una inyección de la sustancia titulante, esta es la encargada de desplazar el equilibrio reacomodando los reactivos y productos, posteriormente, se forma el complejo. El sistema seguirá por diferentes estados de equilibrio, esto es a causa de la variación que tienen los reactivos y productos.
 
 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
 DATOS OBTENIDOS EN LA REALIZACIÓN DE LA PRÁCTICA 
	# Lectura
	Volumen de NaOH (ml)
	Volumen de HCl (ml)
	Temperatura °C
	1
	25
	5
	27
	2
	
	10
	28
	3
	
	15
	29
	4
	
	20
	30
	5
	
	25
	32
 CÁLCULOS 
Calcular en número de moles de HCl no reaccionado
Numero de moles de HCl final
	
	Inicial
	
	
	0
	0
	Reaccionante
	
	
	
	
	Final
	
	
	
	
	
	Inicial
	
	
	0
	Reaccionante
	
	
	
	Final
	
	
	
Cálculo de la entalpía de reacción 
 
a) Calcular la entalpía de los reactantes desde T inicial hasta 25°C:
b) Llevar a cabo la reacción a 25°C:
∆𝐻𝑅 298 𝐾 ° = [() (−97302 𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙) + () (−68317 𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙)] − [() (−112236 𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙) + () (−40023 𝑐𝑎𝑙 𝑚𝑜𝑙)] 
c) Calentar los productos desde 25°C hasta T final:
 Calcular la entalpía de reacción a la temperatura T final:
Determinación de la constante de equilibrio experimental
Determinación de la constante de equilibrio teórica
 OBSERVACIONES
En la práctica ¨calor de reacción¨, se calculó la constate de equilibrio a partir de la obtención de calor de la reacción (NaOH + HCl ⟶ NaCl + H2O), analizando que es una base fuerte y un ácido fuerte, utilizando la diferencia de temperatura a diferentes tipos de reacción. Todo el reactivo reacciona ya que se hicieron cambios en las mediciones de los reactivos quedando una reacción uno a uno.
Cada integrante del equipo logró trabajar de manera individual y en equipo, observando, comentando y dialogando sobre la experimentación y en los cálculos obtenidos, comparando resultados de cada integrante.
 CONCLUSIONES 
El equipo que se encarga de medir esas cantidades de calor que se produjeron en este proceso químico es el calorímetro. El cual opera adiabáticamente (dificulta la entrada o salida de calor) y consta de un termómetro dentro de el que está en contacto en el medio y con el que vamos a registrar las temperaturas conforme se añade el ácido clorhídrico al hidróxido de sodio, se nota un aumento de temperatura hasta que dejo de haber un cambio , ahí se cortó la experimentación ya que por más HCl que se le agregara la temperatura ya no aumentaba por lo que se determina que es una reacción exotérmica además de que al realizar los cálculos de la vemos que el resultado es negativo por lo que tanto experimental y teóricamente se puede afirmar esto.
Con el volumen de NaOH se calculó el exceso de HCl y así obtener el grado de avance de reacción ya que con ese exceso se determina la cantidad de moles que reaccionaron y con el avance los moles iniciales y finales de las sustancias dentro de la reacción de estudio. La constante de equilibrio se calculó a partir de la ecuación de vant Hoff y su valor que se obtuvo experimentalmente es similar a la obtenida teóricamente por lo que los cálculos se hicieron correctamente.
 Bizarro Nava Axel Giovan 
Esta práctica se realiza por medio de Calorimetría, en el que ocurre un cambio de composición del sistema dentro del calorímetro, estoocurre cuando se coloca el ácido clorhídrico (HCl), lo que provoca desplazamiento en el equilibrio, al obtener los datos experimentales y hacer dichos cálculos podemos obtener la entalpia y la constante de equilibrio, en los cálculos se determinó que la reacción que ocurrió es exotérmica, esto debido a que al calcular ∆H resultó negativo, lo que quiere decir que durante la reacción desprendió energía. Un dato importante que se debe tener en cuenta al momento de hacer la experimentación que la reacciones en esta práctica difícilmente ocurren a 25º, por lo tanto, nuestra temperatura inicial fue de 27ºC y la final de 32ºC, al determinar dicha condición es por eso es que la Constante de equilibrio (Ka) dio un valor menor a la teórica, debido a la temperatura.
 GONZALEZ ALARCON ILTSE RAQUEL 
Esta práctica tiene un proceso donde se obtienen diferentes temperaturas gracias al cambio de composición en concentraciones en la solución inicial adicionando mililitro por mililitro de HCl el cual causa que haya un cambio en el equilibrio.
Utilizando los datos, se obtienen bajo cálculos la entalpia, la constante de asociación del sistema, así como fuerzas libres de Gibbs.
Teniendo en cuenta los cálculos tenemos presente una reacción exotérmica y cualquier variación o diferencia entre los resultados prácticos y los teóricos deben asociarse a las condiciones o valores calculados .
 Ortega Cuenca Azalia Rubi
A partir de esta práctica se aprendió la importancia de la constante de equilibrio, esta radica en que se observa cuantitativamente los múltiples estados de equilibrio para cada reacción. Mostrando a esta constante como una medida de la mayor o menor extensión de las reacciones químicas.
La constante de equilibrio, se obtuvo por medio de la obtención de calor de reacción de una base fuerte y un ácido fuerte, en donde se utilizó la diferencia de temperatura a diferentes tiempos de reacción.
Se realizó una reacción química de una base fuerte y un ácido fuerte como se mencionó anteriormente, cuyo propósito principal fue tener una reacción exotérmica, debido a que se tuvo que medir la variación de la temperatura en un determinado tiempo, utilizando la calorimetría en donde termodinámicamente estudiamos el calor generado cuando existe una interacción entre dos moléculas. 
Anteriormente se estudiaron y se compartieron conocimientos previos con la profesora de la práctica a realizar. Donde observando los cálculos se afirma que se lograron a los objetivos previstos, ya que se obtuvo ΔH negativa eso quiere decir que fue exitosa la practica ya que fue una reacción exotérmica, al igual el valor de la constante de equilibrio mediante la ecuación de Van´t Hoff. Se conocieron las condiciones de equilibrio de la mezcla propuesta.
Como Ingeniero Químico Industrial el calor de reacción se utiliza ampliamente la transferencia de procesos, laboratorios, por ejemplo, es el implemento de aparatos que soporten temperaturas muy altas sin que puedan ser alteradas, ya que conociendo el calor específico se puede tener la seguridad de poder usar ciertos materiales al momento de hacer experimentos o fabricaciones a temperaturas altas.
 Sánchez Luna Eva Isabel
En esta práctica se realizó una reacción exotérmica en la cual se fueron tomando las temperaturas que se generaban al agregar poco a poco los reactivos, se realizó esto mediante el proceso de calorimetría el cual nos permite conocer simultáneamente la energía libre de Gibbs, la entalpia y la constante de asociación (Ka). El método se basa en un cambio de composición del sistema dentro del equipo de reacción inyectando una sustancia titulante que en este caso fue ácido clorhídrico HCL, la cual desplaza el equilibrio. 
Se obtuvo una constante menor a la teórica debido a que la temperatura de los reactivos difícilmente se encuentra a 25 °C, por lo general en el laboratorio se encuentran un rango de temperaturas de 25°C a 27°C lo cual modifica el resultado de la constante de equilibrio de la reacción exotérmica, para obtener la constante primero se tuvo que calcular la temperatura de reacción de iba de la temperatura de los reactivos hasta la temperatura final que se obtuvo al agregar 25 ml HCl a 25 ml de NaOH. 
 Santos Perez Juan Jose 
 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
I. KENNETH W. WHITTEN, RAYMON E. DAVIS, M. LARRY PECK, GEORGE G. STANLEY; QUÍMICA 10° EDICIÓN. CENGAGE LEARNING ISBN-978-607-S19-958-O 
II. J.M Smith, H.C Van Ness, M.M Abbott. (1996). Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química. México: McGraw-Hill.
III. Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases.01-04-2004, FUNDACIÓN EDUCATIVA HÉCTOR A. GARCÍA.
Medir 30 ml. de HCl (0.37 de pureza)
Preparar 50 ml. de NaOH (1M)
Transferir 10 ml. de HCl a una jeringa
Colocar en el sistema como muestra la figura
Colocar el sistema preparado en una parilla de agitacion
Tomar la temperatura inicial (To.)
Comenzar la agitacion
Adicionar 4 ml. de Hcla al vaso de NaOH que esta dentro del calorimetro 
Tomar temperatura
Seguir adicionando HCl hasta que se midan 10 lecturas y tomar temperaturas.
Tomar 3 alicuotas de 1 ml. de el producto obtenido
Agregar 1 gota de fenolftaleina
Titular el sistema