Practica 3 Termodinamica Del Equilibrio Quimico ESIQIE IPN
Practica 3 Termodinamica Del Equilibrio Quimico ESIQIE IPN
Practica 3 Termodinamica Del Equilibrio Quimico ESIQIE IPN
e Industrias Extractivas
EQUIPO:
Zamora Soriano Nancy Gabriela
Mejía Medina Israel Ayax
Solano Aguilar Miguel Ángel
Grupo: 2IV42
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.
Resumen
Para esta práctica se realizaron los cálculos previos para saber los moles ocupados para
los ml de solución de etanol y ácido clorhídrico ya que la molaridad dada nos arrojaba un
volumen más grande del necesario que eran 10ml etanol y 10ml HCl también se realizó la
corrección por pureza.
NaOH
𝑀𝑜𝑙 𝑔 𝑔
3 (40 ) = 120
𝑙𝑡 𝑚𝑜𝑙 𝑙𝑡
(25𝑚𝑙)(120𝑔)
𝑔𝑁𝑎𝑂𝐻 = = 3𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
(1000𝑚𝑙)
HCl
𝑀𝑜𝑙 𝑔 𝑔
3 (36.5 ) = 109.5
𝑙𝑡 𝑙𝑡 𝑙𝑡
(25𝑚𝑙)(109.5𝑔)
𝑔𝐻𝐶𝑙 = = 2.73𝑔
1000𝑚𝑙
𝑤 𝑤
𝜌= 𝑣=
𝑣 𝜌
𝑤 2.73𝑔
𝑣= = = 2.3𝑚𝑙
𝜌 1.19 𝑔
𝑚𝑙
(37%)(2.3𝑚𝑙)
𝐻𝐶𝑙 𝑝𝑢𝑟𝑜 = = 0.851𝑚𝑙
100%
Cp=R[ a + bT + cT2 + dT-2] con T(K) y limites de aceptación 298K <T< Tmax
R= 0.001987 Kcal/mol*K
Constantes:
Tmax a b c D
Etanol 1500 3.518 0.020001 -0.000006002 0
HCl 2000 3.156 0.000623 0 15100
∆H=n*Cp*∆T
t vs dH/dt
0.002
0.0015
0.001
0.0005
kcal/seg
0
0 50 100 150 200 250
-0.0005
-0.001
-0.0015
-0.002
seg
R vs dH/dn
0.2
0.18
0.16
0.14
0.12
kcal/mol
0.1
0.08
y = 0.0413x + 0.0907
0.06
0.04
0.02
0
0 0.5 1 1.5 2
R
Tenemos que:
∆G= RT In kD y ∆S=(∆H-∆G)/T
# ∆G
(kcal/mol) ∆S
1 -
1.88791668 0.00630229
2 -
1.89108274 0.00630114
3
1.89424879 -0.0062679
4 -
1.90058089 0.00626568
5 -
1.906913 0.00626348
6 -
1.9132451 0.00626129
7 -
1.9195772 0.00629561
8
1.92274325 -0.0062945
9 -
1.92590931 0.00629339
10
1.92907536 -0.0063321
11 -
1.92907536 0.00629113
12
1.93224141 -0.0063321
Conclusiones:
Una vez cumplido el objetivo de encontrar la gráfica que relaciona los datos obtenidos en el
laboratorio para el cálculo de la constante de equilibrio en el sistema cloruro de sodio podemos
concluir el tipo de reacción que se llevó acabo en el calorímetro fue exotérmica-
Logramos entender la estrecha relación termodinámica entre la entalpia de reacción, Energía Libre
de Gibbs ,Entropía , Concentración molar para el cálculo de la Constante.
Entendimos el modelo matemático que rige los principios que el día de hoy practicamos así como
la rigurosidad de los mismos para la obtención de los resultados esperados.