Practica 7

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL.
ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA E INDUSTRIAS

EXTRACTIVAS.
“LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO

QUÍMICO”
Práctica 7: “ EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGENEO EN

FASE GAS”
Nombre del profesor: López Mérida Eva.
Grupo: 2IM45
Equipo: C
Nombre de los integrantes:
• Martínez Manzano Ana Cristina

• Cedeño Anzaldua Daniel
• Hernández de la Cruz Diego
• Ramírez Quiroz Abigail
OBJETIVOS
1. Estudiar la reacción homogénea en fase gaseosa de la disociación del dímero del

ácido acético.
2. Determinar la entalpía y entropía a partir de los datos termodinámicos.
3. Determinar la constante de equilibrio termodinámico de una reacción homogénea

en fase gaseosa.
INTRODUCCIÓN
En esta práctica, los alumnos se enfrentan al desafío de estudiar reacciones en fase

gaseosa, donde todas las especies químicas involucradas están en la misma fase,
permitiendo un enfoque detallado sobre la relación entre la presión, la temperatura y
la concentración del ácido acético. A través de la experimentación diseñada para
medir y calcular constantes de equilibrio.
Si bien el equilibrio puede ocurrir variando diferenciales del sistema sin que
produzcan cambios en la energía total de Gibbs.
Al igual que se estudiará la reacción homogénea en fase gas de la disociación del

dimero del ácido acético. Este conocimiento es esencial para la ingeniería química,
ya que muchos procesos industriales, como la síntesis de amoníaco y la producción
de hidrocarburos, dependen del control preciso de las reacciones en fase gaseosa.
DIAGRAMA DE BLOQUES
TABLA DE DATOS EXPERIMENTALES
Temperatura °C Paire (cmHg) Pácido (cmHg)
40 5 9
50 5.4 10
60 6.2 10.3
CALCULOS
1. Obtener la presión (P) restando el valor de la presión registrada con ácido acético el
valor de la presión en la expansión térmica del aire contenido dentro del sistema
𝐏 = 𝐏𝐚𝐜𝐢𝐝𝐨 − 𝐏𝐚𝐢𝐫𝐞
Calculo a temperatura de 40°C
Convertir los cmHg a mmHg
10mmHg
Pacido = 9 cmHg ∗ = 90 mmHg
1 cmHg
10mmHg
Paire = 5 cmHg ∗ = 50 mmHg
1 cmHg
P = 90 mmHg − 50 mmHg = 40 mmHg
Paire P acido P
(mmHg) (mmHg) (mmHg)
50 90 40
54 100 46
62 103 41
2. Aplicando la ley de los gases ideales al dímero calcular la presión de la no disociación
𝐧𝐝í𝐦𝐞𝐫𝐨 𝐑𝐓
𝐏𝐢 =
𝐕
ndímero = numero de moles del acido acético glacial
𝑅 = constante de los gases
T = temperatura (K)
v = volumen del sistema
Convertir la temperatura a K
40°C + 273.15K = 313.15K

𝑔
(v)(ρ)(pureza) 1.05 𝑚𝑙 ∗ 0.97 ∗ 0.2𝑚𝑙
ndímero = = 𝑔 = 0.0034 mol
PM 60.05
𝑚𝑜𝑙
mmHg ∗ L
(0.0034 mol)(62.3637 )(313.15K)
Pi = mol ∗ K = 132.7984 mmHg
0.5 L
TK Pi
313.15 132.798446
323.15 137.039176
333.15 141.279905
3. Taylor (1951) demostró este sistema que las presiones del manómetro y el diámetro
son proporcionales a las lecturas registradas y a la presión de la disociación Pi
obteniéndose la ecuación, por medio de la ecuación
𝟒(𝐏 − 𝟐𝐏𝐢 )²
𝐊𝐚 =
(𝟐𝐏𝐢 − 𝐏)
4(40 mmHg − 2 ∗ 132.7984 mmHg)²

Ka = = 902.3875
(2 ∗ 132.7984 mmHg − 40 mmHg)
TK Ka
313.15 902.3875
323.15 912.3134
333.15 966.2392
4. Calcular y graficar log Ka vs 1/T
1/t logka
0.003193358 2.955393104
0.003094538 2.960144057
0.003001651 2.985084672
loga ka/ 1/T
2.99
2.985
2.98
2.975 y = -153.74x + 3.4429
1/T
2.97
2.965
2.96
2.955
2.95
0.00295 0.003 0.00305 0.0031 0.00315 0.0032 0.00325
Log(ka)
5. Calcular H°, S° de la reacción para las condiciones establecidas.
∆𝐇 = −𝐦𝐑
∆H = −153.7446 ∗ 62.3637
∆𝐇 = 𝟗𝟓𝟖𝟖. 𝟎𝟕𝟕𝟒
∆𝐒 = 𝐛𝐑
∆S = 3.4429 ∗ 62.3637
∆𝐒 = 𝟐𝟏𝟒. 𝟕𝟏𝟒𝟕
6. De la teoría se conoce que H° equivale a 2 veces la energía de disociación de un

enlace de H2 entonces
∆𝐇
∆𝐇𝐝𝐢𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚𝐜𝐢ó𝐧 =
𝟐
9588.0774
∆Hdisociación =
2
∆𝐇𝐝𝐢𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚𝐜𝐢ó𝐧 = 𝟒𝟕𝟗𝟒. 𝟎𝟑𝟖𝟕

CONCLUSIONES
Durante la experimentación fue posible utilizar conceptos como lo es la entalpia y la

entropía y la importancia que estás propiedades tienen en una reacción homogénea
en fase gaseosa. Por un lado, la entalpia proporciona información crucial sobre el
calor involucrado en reacciones químicas y cambios de fase, por otro lado, la entropía
describe el desorden o la dispersión de energía en un sistema. Es así como fue
posible observar que entre mayor temperatura se le agregara al sistema (cerrado por
completo) la presión del aire y la del ácido iban aumentando hasta llegar a un
equilibrio, el cual sucedería cuando ambas especies se encontrarán en el mismo
estado, es decir el estado gaseoso. En cuanto a la constante de equilibrio fue posible
concluir que es fundamental para entender cómo se distribuyen las especies químicas
en equilibrio y se relacionan directamente con las propiedades termodinámicas del
sistema. Por último, otra propiedad que se observó durante la experimentación fue la
energía libre de Gibbs la cual fue la responsable de indicar la cantidad de energía
disponible en un sistema para realizar trabajo útil a presión y temperatura constantes
que fueron las condiciones en las que se trabajó en la práctica.
Ramírez Quiroz Abigail
En la experimentación se puso el sistema a diferentes temperaturas por lo que con el

manómetro se tuvo que medir las presiones esto con el fin de realizar los cálculos
como obtener la presión del sistema las Pi y luego de esto nuestras Ka a diferentes
Pi con esto se hizo una regresión lineal ajustando los datos para obtener nuestra
entalpia. Sabemos que 𝐻2 representa a nuestro dimero y 2H es nuestro monómero
por lo que ∆𝐻𝑑𝑖𝑠𝑜𝑐𝑖𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 = ∆𝐻/2.
A si mismo también se nos pide el cambio de entropía el cual es el grado de desorden

de una reacción, esta es directamente proporcional a la temperatura ya que mientras
la temperatura aumenta el desorden de nuestras moléculas es mayor, por lo tanto, la
presión ejercida del sistema cerrado también es mayor ya que la presión y
temperatura son proporcionales. Como se mencionó en la introducción el equilibrio
puede ocurrir variando diferenciales del sistema sin que produzcan cambios en la
energía total de Gibbs. Esto se corrobora con los datos experimentación.
Martínez Manzano Ana Cristina
En esta práctica, exploramos el equilibrio químico homogéneo en fase gaseosa

mediante la dimerización del ácido acético concentrado. Nuestro objetivo principal
fue determinar la constante de equilibrio termodinámico (Kc) para la reacción:
2CH3COOH(g)⇌(CH3COOH)2(g)
Utilizamos la ecuación del equilibrio químico para relacionar las concentraciones de

reactivos y productos en el equilibrio. A partir de los datos experimentales de
presión y temperatura, calculamos la constante de equilibrio Kc. Además,
determinamos la entalpía (ΔH) y la entropía (ΔS) utilizando la ecuación de Van’t
Hoff. Nuestros resultados sugieren que la dimerización del ácido acético
concentrado en fase gaseosa es un proceso exotérmico y favorable en términos de
entropía.
En resumen, esta práctica nos proporcionó información valiosa sobre el

comportamiento de las especies químicas en fase gaseosa y cómo se relacionan las
concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio.
Cedeño Anzaldua Daniel
Durante la experimentación, se observó cómo el aumento de la temperatura en un

sistema cerrado incrementa tanto la presión del aire como la del ácido hasta
alcanzar un equilibrio en el estado gaseoso. La constante de equilibrio resultó ser
esencial para entender la distribución de las especies químicas en equilibrio y su
relación con las propiedades termodinámicas del sistema.
En conclusión, esta práctica permitió la aplicación y comprensión de conceptos

fundamentales como la entalpía, entropía y la energía libre de Gibbs en una
reacción homogénea en fase gaseosa. La entalpía proporcionó información crucial
sobre el calor involucrado en las reacciones químicas y cambios de fase, mientras
que la entropía describió el grado de desorden y la dispersión de energía en el
sistema
Hernández de la Cruz Diego

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“LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO

Práctica 7: “ EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGENEO EN

Nombre del profesor: López Mérida Eva.

Nombre de los integrantes:

• Martínez Manzano Ana Cristina

1. Estudiar la reacción homogénea en fase gaseosa de la disociación del dímero del

3. Determinar la constante de equilibrio termodinámico de una reacción homogénea

En esta práctica, los alumnos se enfrentan al desafío de estudiar reacciones en fase

Al igual que se estudiará la reacción homogénea en fase gas de la disociación del

Temperatura °C Paire (cmHg) Pácido (cmHg)

Calculo a temperatura de 40°C

Convertir los cmHg a mmHg

P = 90 mmHg − 50 mmHg = 40 mmHg

2. Aplicando la ley de los gases ideales al dímero calcular la presión de la no disociación

ndímero = numero de moles del acido acético glacial

𝑅 = constante de los gases

v = volumen del sistema

Calculo a temperatura de 40°C

40°C + 273.15K = 313.15K

Calculo a temperatura de 40°C

4(40 mmHg − 2 ∗ 132.7984 mmHg)²

4. Calcular y graficar log Ka vs 1/T

5. Calcular H°, S° de la reacción para las condiciones establecidas.

6. De la teoría se conoce que H° equivale a 2 veces la energía de disociación de un

∆𝐇𝐝𝐢𝐬𝐨𝐜𝐢𝐚𝐜𝐢ó𝐧 = 𝟒𝟕𝟗𝟒. 𝟎𝟑𝟖𝟕

Durante la experimentación fue posible utilizar conceptos como lo es la entalpia y la

Ramírez Quiroz Abigail

En la experimentación se puso el sistema a diferentes temperaturas por lo que con el

A si mismo también se nos pide el cambio de entropía el cual es el grado de desorden

Martínez Manzano Ana Cristina

En esta práctica, exploramos el equilibrio químico homogéneo en fase gaseosa

Utilizamos la ecuación del equilibrio químico para relacionar las concentraciones de

En resumen, esta práctica nos proporcionó información valiosa sobre el

Cedeño Anzaldua Daniel

Durante la experimentación, se observó cómo el aumento de la temperatura en un

En conclusión, esta práctica permitió la aplicación y comprensión de conceptos

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