TEMA:

CÁTEDRA : TERMODINÁMICA DE LOS PROCESOS QUÍMICOS II

CATEDRÁTICO : Ing. ORE VIDALON, Salvador

ALUMNOS :

- Dueñas Porras, Kevin- Pocomucha Gallardo, Frank- Paucarpura Vilchez, Gian Pierre- Vila Armes, Jesus

SEMESTRE : VI

HUANCAYO – PERÚ

“EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUIMICAS”

2011

INTRODUCCION

La transformación de las materias primas en productos de mayor valor por medio de las

reacciones químicas es una industria importante, obteniéndose una gran variedad de productos

comerciales por medio de síntesis químicas. El ácido sulfúrico, el amoniaco, los aldehídos, el cloro,

el benceno, son ejemplos de sustancias químicas producidas en el mundo en billones de kilogramos

cada año. Estos a su vez se emplean en la manufactura a gran escala de fibras, pinturas, insecticidas,

plásticos, etc. El ingeniero químico debe familiarizarse con el diseño y operación de los reactores

químicos.

OBJETIVO PRINCIPAL

Aplicar los principios del Equilibrio Termodinámico en las Reacciones Químicas a partir del

CuSO4 .5 H 2O+Ca(OH )2

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Determinar la constante de equilibrio de una reacción.

Calcular la entalpia, energía libre de Gibbs, entropía y la constante de equilibrio para la

reacción

Hallar el reactivo en exceso.

MARCO TEÓRICO

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

αA+βB↔σS+τT……………… (1)

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.

Cálculo de la constante de equilibrio

Para determinar los calores estándares de reacción a temperatura diferente de 25°C, seguimos el

siguiente procedimiento:

∆ HT=∆H 1+∆ H 298+∆ H 2 (i)

∆ H 1=Cp(R )dT=Cp(R)(298−T ) (ii)

∆ H 2=Cp(P )dT=Cp(P)(T−298) (iii)

Remplazando las ecuaciones (ii) y (iii) en (i) se tiene:

∆ HT=∆H 298+Cp(R ) (298−T )+Cp(P )(T−298) (iv)

∆ HT=∆H 298−Cp (R ) (T−298 )+Cp(P)(T−298) (v)

∆ HT=∆H 298+(Cp(P )−Cp(R )) (T−298 ) (vi)

∆ HT=∆H 298+∆Cp (T−298 ) (vii)

∆Cp=Cp(P)−Cp(R ) (viii)

∆ HT=∆H 298+∫298

T

∆Cp .dT (ix)

Para la capacidad calorífica de la forma:

Cp=α+βT +γ T 2+δ T 3 (x)

Para una reacción de la forma:

aA→bB+cC

∆Cp=∆α+∆ βT +∆ γ T2+∆δT3 (xi)

∆ α=bαB+c αC−aα A

∆ β=b βB+c βC−a β A

∆ γ=bγB+cγC−a γA (xii)

∆ δ=bδB+c δC−aδ A

Remplazando:

∆ HT=∆H 298+∫298

T

∆α+∆ βT +∆ γ T2+∆δT 3. dT (xiii)

Resolviendo:

∆ HT=∆H 298+∆ α(T−298)+∆ β2

(T2−2982)+∆ γ3

(T3−2983)+∆ δ4

(T 4−2984)

(xiv)

Agrupando las constantes en ∆ H 0 se tiene:

∆ HT=∆H 0+∆αT+∆ β2

T 2+ ∆γ3

T3+∆δ4

T 4(xv)

Para evaluar la constante ∆ H 0 se considera las condiciones de 298°K.

∆ H 0=∆ H 298−∆α (298 )−∆ β2

( 2982 )−∆ γ3

(2983 )−∆δ4

(2984) (xvi)

A partir de la Ecuación de Gibbs – Helmholtz

dLnKdT

=∆ HT

RT2 (xvii)

∫ dLnK=∫298

T

(∆ HT

RT 2 )dT (xviii)

Remplazando la ecuación (xv) se tiene:

LnK=∫298

T (∆ H 0+∆αT+∆ β2

T 2+∆γ3

T3+∆ δ4

T 4

RT 2 )dT (xix)

Resolviendo:

LnK=∫298

T

(∆ H 0

RT2 +∆ αRT

+ ∆ β2R

+∆γT3R

+∆δT 2

4 R )dT (xx)

Integrando:

LnK=−∆H 0

R ( 1T

− 1298 )+ ∆α

R(LnT−ln 298)+∆ β

2 R(T−298)+ ∆γ

6 R(T2−2982)+ ∆δ

12R(T 3−2983)

(xxi)

Agrupando las constantes en I, tenemos:

LnK=−∆H 0

RT+∆α

RLnT+ ∆β

2RT + ∆γ

6 RT 2+ ∆ δ

12 RT 3+ I (xxii)

Multiplicando ambos miembros de la ecuación por (-RT)

RTLnK=∆ H 0−∆αTLnT−∆ β2

T 2+∆γ6

T 3+ ∆δ12

T 4−IRT (xxiii)

∆GT=−RTLnK (xxiv)

∆GT=∆H 0−∆ αTLnT−∆ β2

T2+∆γ6

T 3+∆δ12

T4−IRT (xxv)

Para poder evaluar la constante IR, se considera las condiciones estándares de 298°K, de acuerdo a

la siguiente relación:

IR=∆G298

298+∆ H 0

298−∆ αLn(298)−∆ β

2(298)+ ∆γ

6¿ (xxvi)

Por tanto despejando la constante de equilibrio de la ecuación (xxiv) tenemos:

K=e(−∆G T

RT ) (xxvii)

PARTE EXPERMIMENTAL

MATERIALES

Vaso de precipitación de 500 ml.

Embudo.

Papel de filtro.

Matraz de Erlenmeyer.

Varilla.

Luna de reloj.

REACTIVOS

Sulfato de Cobre pentahidratado

Hidróxido de calcio

PROCEDIMIENTO

Llenar el vaso de precipitación con 500 ml de agua destilada.

Pesar 1 gramo de CuSO4.5H2O, y diluir con los 500 ml de agua.

Pesamos el Ca(OH)2 y agregamos a la disolución generando la siguiente reacción química

CuSO4 .5H 2O+Ca(OH )2→CaSO4 .5H 2O+Cu(OH )2

Pesar el papel de filtro

Proceder a filtrar

Pesar el precipitado, hacer cálculos.

CALCULOS REALIZADOS

CuSO4 .5H 2O+Ca(OH )2→CaSO4 .5H 2O+Cu(OH )2

Pesos:

CuSO4 .5 H 2O=249.5 gCa(OH )2=74 gCaSO4 .5 H 2O=226 gCu(OH )2=97.5g

Calculamos los gramos de todos los reactivos necesarios para la reacción teniendo como dato 1gramo de CuSO4.5H2O.

1gCuSO4 .5 H 2

O∗1molCuSO4 .5H 2O

249.5gCuSO4 .5 H 2O∗1molCa (OH )2

1molCuSO4 .5H 2O∗74 gCa (OH )2

1molCa (OH )2=0.2966 gCa(OH )2

1gCuSO4 .5 H 2

O∗1molCuSO4 .5H 2O

249.5gCuSO4 .5 H 2O∗1molCaSO4 .5 H 2O

1molCuSO4 .5 H 2O∗226gCaSO4 .5 H 2O

1mol CaSO4 .5 H 2O=0.9058 gCaSO4 .5 H 2O

1gCuSO4 .5H2

O∗1molCuSO4 .5H 2O

249.5gCuSO4 .5H2O∗1molCu (OH )2

1molCuSO4 .5H2O∗97.5 gCu (OH )2

1molCu (OH )2=0.3888gCu(OH )2

Después de filtrar, y secar el precipitado se procedio a pesar. El peso del precipitado y papel juntos fue de 1.2 gramos, el peso del papel era de 1g. Por lo tanto se obtuvo 0.2 g de precipitado, con este peso calculamos cuanto de Ca(OH)2 no reacciono

0.2 gCu

(OH )2∗1molCu (OH )297.5 gCu (OH )2

∗1molCa (OH )2

1molCu (OH )2∗74 gCa (OH )2

1molCa (OH )2=0.1518gCa (OH )2

De acuerdo a esto significa que de los 0.2966 g de Ca(OH)2 solo reaccionaron 0.1518 g

CONCLUSIONES

Se calculó la constante de equilibrio, el calor de reacción y la energía libre de GIbbs en

función al rango de Temperatura en el que se trabajó en el laboratorio.

Según los ensayos con las pruebas de reconocimiento de aldehídos, se logró obtener

aldehído a partir de la descomposición catalítica del etanol.

El incremento de entalpía es positivo en todo el rango de temperatura trabajado, eso quiere

decir que para que se produzca la reacción se debe añadir calor, de lo contrario la reacción

catalítica de la obtención del etanal no se dará.