Transferencia de energía calorífica

[pic 1][pic 2]INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA TEXTIL

FISICOQUÍMICA TEXTIL

PROFESORA:

PEREZ REYES ALEJANDRA

PRÁCTICA N° 4:

PRINCIPIO DE LE CHATELIER

GRUPO: 4TM47

ALUMNOS:

BLANCO PAULINO CARLOS EDUARDO

GARCÍA SALAS MARÍA FERNANDA

[pic 3][pic 4]INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA TEXTIL

DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA TEXTIL EN ACABADOS LABORATORIO DE FISICOQUIMICA TEXTIL

PRÁCTICA No. 4 PRINCIPIO DE LE CHATELIER

Objetivo

• Observar la reversibilidad de algunas reacciones.
• Verificar el principio de Le Chatelier.
• Comprobar que la posición de equilibrio se puede alterar modificando diferentes factores como la concentración y la temperatura.

Introducción

Para que una reacción se realice, las moléculas de los reactivos tienen que chocar entre sí con la energía suficiente para que se rompan unos enlaces y se formen otros, dando como resultado los productos de la reacción. Las moléculas de los productos también pueden chocar entre sí, produciendo de nuevo los reactivos. Una reacción que se efectúa en ambos sentidos se conoce como una reacción reversible. Al mezclar los reactivos, la velocidad de la reacción en sentido de reactivos a productos es muy grande y en sentido contrario es cero, pero con el paso del tiempo las velocidades en ambos sentidos llegan a igualarse y se dice entonces que el sistema ha alcanzado el equilibrio. Siempre que se tiene un sistema cerrado se alcanza el equilibrio:

𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠<−−−>𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠

En 1888 Henry Le Chatelier enuncio el principio que lleva su nombre:

Al imponer un cambio a las condiciones de un sistema en equilibrio, las concentraciones en el equilibrio se desplazan de tal manera que se contrarreste el cambio impuesto. Cuando se tienen sistemas gaseosos, no sólo los cambios en la concentración de las sustancias afectarán las posiciones de equilibrio, sino que también los cambios en el volumen o la presión influyen: una disminución en el volumen o un aumento en la presión provocará que la posición de equilibrio se desplace hacia el lado donde haya menos moléculas gaseosas y viceversa.

Los cambios en la temperatura también afectan el equilibrio, ya que en las reacciones endotérmicas el calor actúa como un reactivo, en tanto que en las exotérmicas funciona como un producto. Las concentraciones de la reacción en equilibrio se desplazarán para contrarrestar el cambio impuesto.

Marco Teórico

En un equilibrio químico, los términos reactivos y productos no tienen el significado habitual porque la reacción ocurre en ambas direcciones simultáneamente. En cambio, usamos reactivos y productos simplemente para identificar las sustancias en los lados izquierdo y derecho, respectivamente, de la ecuación de equilibrio.

La expresión de acción de masas es una fracción. Las concentraciones de los productos, elevadas a potencias iguales a sus coeficientes en la ecuación química para un equilibrio homogéneo, se multiplican entre sí en el numerador. El denominador se construye de la misma forma a partir de las concentraciones de los reactivos elevadas a potencias iguales a sus coeficientes. El valor numérico de la expresión de acción de masas es el cociente de reacción, Q. En el equilibrio, el cociente de reacción es igual a la constante de equilibrio, Kc. Si se utilizan presiones parciales de gases en la expresión de acción de masas, se obtiene KP. La magnitud de la constante de equilibrio es aproximadamente proporcional a la medida en que la reacción se completa cuando se alcanza el equilibrio. Las ecuaciones de equilibrio se pueden manipular multiplicando los coeficientes por un factor común, cambiando la dirección de la reacción y sumando dos o más equilibrios.

Un equilibrio que involucra sustancias en más de una fase es un equilibrio heterogéneo. La expresión de acción de masas para un equilibrio heterogéneo omite los términos de concentración para líquidos puros y/o sólidos puros. Cuando un equilibrio es alterado por alguna perturbación, ocurre un cambio químico en una dirección que se opone a la influencia perturbadora y lleva el sistema nuevamente al equilibrio.

MATERIAL, EQUIPO Y REACTIVOS [pic 5]

• Tiocianato de potasio KSCN 10%
• Cloruro férrico FeCl3 0.1%
• Nitrato de plata AgNO3 1%
• Ácido nítrico concentrado HNO3
• Hidróxido de sodio NaOH 1M
• Alambre de cobre calibre 18
• Hielo

DESARROLLO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1

Desplazamiento del equilibrio al equilibrio al modificar la concentración de reactivos en una reacción en solución.

1. Mida en una probeta 4ml de solución de tiocianato de potasio (KSCN) y viértelos en un vaso de precipitados de 10ml.
2. Agregue 4 gotas de solución de cloruro férrico.

La reacción que se lleva a cabo es reversible y está representada por la siguiente ecuación:

[pic 6]

1. Etiquete tres tubos de ensaye marcándolos como:1, 2, 3. Vierta en cada uno 0.5ml del contenido del vaso de precipitados

1. Tome el tubo 1 como control, para comparar los cambios de coloren el medio de reacción.
2. En el tubo dos agregue unas gotas de FeCl3 Anote sus observaciones.
3. Agregue al tubo 3 unas gotas de solución al AgNO3. Anote sus observaciones.
4. Al tubo tres agregue ahora unas gotas de FeCl3 y de nuevo nitrato de plata. Anote sus observaciones.

EXPERIMENTO 2

Desplazamiento del equilibrio de una reacción de la fase gaseosa al variar la temperatura  

Mida 5 ml de solución de NaOH 1M y viértalos en un vaso de precipitado de 10 ml previamente etiquetado como NaOH

Prepare una jeringa para la obtención de gases que se indica en el anexo 1

1. Coloque varios trocitos de alambre de cobre de unos 0.5cm de longitud, en la tabla plástica para reactivos solidos; introduzca la en el cuerpo de la jeringa.
2. Trabaje en la campana en un lugar bien ventilado y utilice guantes para proteger sus manos del contacto con el ácido nítrico.
3. Tome con la jeringa 1ml de ácido nítrico concentrado, tape la jeringa y agítela.
4. Gire la jeringa de manera que la punta quede hacia arriba. Si el volumen del gas llega a 15ml, destape la jeringa para evitar que la presión del gas bote el embolo.
5. Gire la jeringa 180° y deseche el exceso del reactivo liquido en el vaso de precipitados que contiene la solución de NaOH 1M.
6. Tape la jeringa para evitar que el gas se escape.
7. Repita la operación para tener dos jeringas llenas con NO2.
8. Utilizando dos vasos de precipitados de 400 o 600ml prepare un baño de hielo/agua hirviendo.
9. Conserve una de las jeringas para comparar el color del gas e introduzca a la otra en el baño de hielo. Sostenga el embolo de la jeringa en la posición que tiene a temperatura ambiente para evitar variaciones en el volumen que ocupa el gas. Anote sus observaciones.
10. Introduzca la jeringa en el baño de agua hirviendo y sostenga el embolo de la jeringa para evitar variaciones en el volumen que ocupa el gas. Anote sus observaciones.

REPORTE DE RESULTADOS

Experimento 1

¿Qué se observa al mezclar?:

1. El cloruro férrico (FeCl3) con el tiocianato de potasio KSCN.
2. Al agregar a esta mezcla nitrato de plata AgNO3
3. Al agregar a esta mezcla cloruro férrico FeCl3

Experimento 2

1. ¿A qué se deben los cambios que se observan?
2. ¿Qué se observa cuando la jeringa que contiene dióxido de nitrógeno NO2 se introduce en el baño de hielo/agua y en el baño de agua hirviendo?
3. ¿A qué se deben esos cambios?

CUESTIONARIO

1. ¿Cuándo se establece el equilibrio en una reacción reversible?

Una reacción reversible procede tanto en productos como en reactivos y en teoría una reacción reversible tiende a desarrollarse en un sistema cerrado, y el equilibrio se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes.

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