PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO IMPRIMIR

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

QUÍMICA INDUSTRIAL II PROFESORA: ROMERO SÁNCHEZ MA. DEL ROCÍO SECUENCIA: 4IM3 PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO

EQUIPO 5 INTEGRANTES: Mendiola González Ana Laura 2010603042 Nava Aguirre Jose Luis

2010601704

Rojo Pescador Vania Anay

2010601932

Romero Rivalcoba Jessica Iromi 2009601965


• OBJETIVOS GENERALES •

El alumno determinará a partir de datos experimentales la constante de equilibrio químico, en función de las concentraciones en un sistema homogéneo a temperatura constante.

• OBJETIVOS PARTICULARES • Adquirir habilidad en el manejo de la propipeta, así como de la bureta. • Determinar la sustancia que reaccionó para posteriormente, evaluar el rendimiento obtenido. • Calcular las concentraciones en el equilibrio a partir de la reacción de esterificación. • Contrastar lo establecido teóricamente y verificarlo en la práctica. • RESUMEN Mediante el estudio del equilibrio químico, es posible determinar la constante de equilibrio, con apoyo de las concentraciones empleadas durante la experimentación, en nuestro caso Kc=0.8621. En el presente reporte el rendimiento obtenido fue del 50.60%, y es importante mencionar que el tiempo de calentamiento fue de media hora, por lo cual establecimos que a un tiempo mayor, gradualmente se obtendrá una mayor concentración de productos, hasta llegar a la máxima productividad. Finalmente, el estudio del equilibrio químico nos permite como ingenieros industriales, aplicarlo a procesos productivos para la determinación de costos, encontrar medios para aumentar el rendimiento de las reacciones y, principalmente de sus procesos, haciendo especial énfasis en la mayor cantidad de producto que es posible obtener, todo fundamentado en el conocimiento del equilibrio químico de las reacciones.


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• INTRODUCCIÓN Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La mayoría son reversibles, al menos en cierto grado. Al inicio de un proceso reversible, la reacción procede hacia la formación de productos; tan pronto como se forman algunas moléculas de producto, comienza el proceso inverso, es decir, las moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es un proceso dinámico. Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos. La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un ejemplo de equilibrio físico. Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil, como la presión de vapor de equilibrio, se tiene un especial interés por los procesos químicos en equilibrio; por ejemplo, la reacción reversible entre el dióxido de nitrógeno (NO2) y el tetróxido de dinitrógeno (N2O4). La constante de equilibrio Suponiendo un proceso con la siguiente reacción reversible: aA+bB↔cC+dD Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C y D. Para la reacción a una temperatura dada se tiene la siguiente ecuación:

Donde K es la constante de equilibrio. La ecuación anterior es la expresión matemática de la ley de acción de masas, propuesto por Cato Guldberg y Peter Waage. Esta ley establece que “para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (constante de equilibrio). Aunque las concentraciones pueden variar, el valor de K para una reacción dad permanece constante, siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie.

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO La constante de equilibrio se define por un cociente, cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos, cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. Si K es mucho mayor que 1, el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos. Por el contrario, si la constante de equilibrio es mucho menor que 1, el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos. En este contexto, cualquier número superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1, y un número menor que 0.1 significa que es mucho menor que 1. Para emplear las constantes de equilibrio, es necesario expresarlas en términos de concentraciones de reactivos y productos. La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas, que es la fórmula general para encontrar las concentraciones de equilibrio. Sin embargo, como las concentraciones de reactivos y de productos se pueden expresar en distintas unidades, y dado que las especies que reaccionan no siempre están en la misma fase, es probable que haya más de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción. El término equilibrio homogéneo se aplica a las relaciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. La disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa. Las concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales. Se deduce que a una temperatura constante, la presión P de un gas está en relación directa con la concentración en mol/L del gas; esto es, P=(n/V)RT. Cuando se indica Kp, representa las concentraciones en el equilibrio expresadas en términos de presiones. Por lo general, Kc no es igual que Kp debido a que las presiones parciales de reactivos y productos no son iguales a sus concentraciones molares. Es posible deducir una relación entre Kc y Kp de la siguiente forma. Supóngase el siguiente equilibrio en fase gaseosa: aA(g)↔bB(g) Donde a y b son los coeficientes estequiométricos. La constante de equilibrio Kc, está dada por:

Y la expresión para Kp es:

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Donde pa y pb son las presiones parciales de A y B. Si se supone un comportamiento de gas ideal, PAV=nART

Donde V es el volumen del recipiente en litros. Asimismo: PBV=nBRT

Al sustituir estas relaciones en la expresión para Kp, se obtiene:

El principio de Le Chatelier Si se aplica algún tipo de tensión (como un cambio en la temperatura, presión o concentración) sobre un sistema en el equilibrio, sucede una reacción que desplaza el equilibrio en la dirección que tiende a aliviar la tensión. Esta generalización es extremadamente útil para predecir los efectos de los cambios en la temperatura, presión o concentración sobre un sistema en equilibrio. Efecto de los cambios en la temperatura. En términos cualitativos: “Cuando la temperatura de un sistema en el equilibrio aumenta, el equilibrio se desplaza en la dirección en que se absorbe el calor”. *En la ecuación termodinámica para el proceso de preparación de metanol sintético (todas las sustancias están en el estado gaseoso) CO + 2H2

CH3OH

ΔH = -22 kcal

La reacción hacia la derecha es exotérmica, mientras que la reacción opuesta absorbe calor, si se aumenta la temperatura del sistema, el equilibrio se desplaza en la dirección en la cual se absorbe calor; la reacción sucede de derecha a izquierda, al contrario, el rendimiento en el equilibrio de metanol se aumenta disminuyendo la temperatura de este sistema. En términos cuantitativos:

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Para cualquier proceso químico, una ecuación ΔG = ΔH – TΔS representa el cambio en la energía libre para el proceso. Si todas las sustancias están en su estado estándar la ecuación se vuelve: ΔG° = ΔH° – TΔS°

La combinación de estas dos ecuaciones da: Ln K =

Si ΔH° y ΔS° son bastante independientes de la temperatura, como lo son para la mayor parte de las reacciones, la ecuación combinada indica que ln K es una función decreciente de T para ΔH° < 0 (reacción exotérmica). Al contrario si ΔH° > 0 (reacción endotérmica). Efectos de los cambios en la presión Cuando se aumenta la presión de un sistema en equilibrio, el equilibrio se desplaza de forma de disminuir el volumen lo más posible. * En el proceso de preparación de metanol sintético (todas las sustancias están en el estado gaseoso) CO + 2H2

CH3OH

3 moléculas de gas 3 volúmenes de gas

1 molécula de gas 1 volumen de gas

La reacción hacia la derecha está acompañada por un descenso en el volumen. Entonces, un aumento en la presión aumentará el rendimiento del CH3OH. (Este aumento en el rendimiento sucede aun cuando el valor de K, que depende sólo de la temperatura, no cambie). Un cambio en la presión no afecta las cantidades relativas de las sustancias en el equilibrio en ningún sistema gaseoso en donde el número de moléculas reaccionantes es igual al número producido. Efecto de los cambios en la cantidad de disolvente Para las reacciones que se llevan a cabo en solución, el incremento en la cantidad del disolvente (dilución) desplazará el equilibrio en la dirección de formación del mayor número de partículas disueltas. Esto es análogo a disminuir la presión en una reacción gaseosa.

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO *considérese la dimerización del ácido acético en soluciones bencénicas 2HC2H3O2 (En solución)

(2 partículas disueltas)

(HC2H3O2) (En solución)

K=

(1 partícula disuelta)

Efecto de variar la concentración El aumentar la concentración de cualquier componente de un sistema en el equilibrio promoverá la acción que tienda a consumir parte de la sustancia adicionada. Por ejemplo, en la reacción H2 + I2 hidrógeno.

2HI, el consumo del yodo se mejora agregando un exceso de

Efecto de los catalizadores Los catalizadores aceleran las velocidades de reacción hacia la derecha y la izquierda de la misma forma. Aceleran el alcance del equilibrio, pero no alteran las concentraciones en el equilibrio.

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO • REACTIVOS NOMBRE

Ácido acético

Alcohol etílico

Ácido sulfúrico

FÓRMULA QUÍMICA

CH3COOH

CH3CH2OH

H2SO4

PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS Peso molecular: 60 g/mol Punto de ebullición: 118°C Punto de fusión: 16°C Densidad relativa: 1.05 g/ml Presión de vapor (20°C):11.4 mmHg Temperatura de autoignición: 427°C Punto de inflamación: 39°C Peso molecular: 46g/mol Punto de ebullición: 78°C Punto de fusión: -114°C Presión de vapor: 44 mmHg (20°C) Temperatura de autoignición: 422°C Peso molecular: 98 g/mol Punto de ebullición: 274°C (100%), 280°C (95%) Punto de fusión: 3°C (98%), -64°C (65%)

TOXICIDAD

Por encima de 39°C pueden formarse mezclas explosivas vapor/aire. En caso de inhalación genera dolor de garganta, tos, jadeo, dificultad respiratoria. En caso de contacto con la piel provoca enrojecimiento, dolor y graves quemaduras cutáneas. Si se presenta contacto con los ojos, genera dolor, enrojecimiento, visión borrosa y quemaduras profundas graves. En caso de ingestión, provoca sensación de quemazón del tracto digestivo, dolor abdominal, vómitos y diarrea.

En caso de inhalación, las altas concentraciones del vapor pueden causar somnolencia, tos, irritación de los ojos y el tracto respiratorio, dolor de cabeza y síntomas similares a la ingestión. En caso de ingestión, provoca una sensación de quemadura; grandes cantidades afectan el aparato gastrointestinal, si es desnaturalizado con metanol puede causar ceguera. En caso de contacto con la piel, produce resequedad. Cuando se presenta contacto con los ojos, produce irritación, enrojecimiento, dolor, sensación de quemadura. Si se inhala, produce irritación, quemaduras, dificultad respiratoria, tos y sofocación. En caso de ingestión, es corrosivo, provocando quemaduras severas de boca y garganta, perforación del estómago y esófago, vómito con sangre y diarrea. En la piel provoca quemaduras severas, profundas y dolorosas. Los daños dependen de la concentración de la solución de ácido sulfúrico. En caso de contacto con los

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Presión de vapor: 0.3 mmHg (25°C), 1 mmHg (38°C)

Hidróxido de sodio

Agua destilada

Fenolftaleí na

NaOH

H2O

C20H14O4

Peso molecular: 40.01 g/mol Punto de ebullición: 1388ºC Punto de fusión: 318.4 ºC Presión de vapor: 1 mmHg Densidad: 2.13 g/ml (25°C) Calor específico: 0.35 cal/g oC Calor latente de fusión: 40 cal/g Peso molecular: 18 g/mol Conductividad nula Densidad: 1 g/cm3 Punto de fusión: 0°C Punto de ebullición: 100°C Peso molecular: 318.327 g/mol Temperatura de fusión: 264°C Presión de vapor: Insignificante Densidad relativa: 1.299 g/ml

ojos, es corrosivo y puede causar severa irritación (enrojecimiento, inflamación y dolor), soluciones muy concentradas producen lesiones irreversibles, opacidad total de la córnea y perforación del globo ocular. Puede causar ceguera. El hidróxido de sodio es irritante y corrosivo de los tejidos. Los casos más comunes de accidente son por contacto con la piel y ojos, así como inhalación de neblinas o polvo. La inhalación de polvo o neblina causa irritación y daño del tracto respiratorio. En caso de exposición a concentraciones altas, se presenta ulceración nasal. es extremadamente corrosivo a los ojos por lo que las salpicaduras son muy peligrosas, pueden provocar desde una gran irritación en la córnea, ulceración, nubosidades y, finalmente, su desintegración.

No presente riesgos de ningún tipo al manipular este reactivo.

En caso de ingestión puede provocar trastornos gastrointestinales. Cuando ocurre contacto con los ojos, genera irritación y ardor. En la piel provoca irritación y enrojecimiento.

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Insoluble en agua

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO •

MATERIAL Y EQUIPO

2 Vasos de precipitados de 100 ml.

Termómetro (-10 a 110°C)

Soporte universal con anillo y tela de alambre con asbesto.

|

Instrumento que sirve como contenedor de líquidos o sustancias; en el caso de la práctica nos sirvió como contenedor del NaOH, para agregarlo a la bureta y de esta forma llevar a cabo la reacción de titulación. Instrumento utilizado para medir temperaturas. En el caso de la práctica lo utilizamos para medir la temperatura de las sustancias involucradas, en la reacción llevada a cabo en el matraz de dos bocas. Es un tubo con una base al cual se le coloca el anillo y sobre el anillo se pone la tela de alambre con asbesto, éstos en conjunto son utilizados para realizar el calentamiento de diversas sustancias, y el soporte tiene un a segunda función que es soportar o cargar otros dispositivos para realizar diferentes experimentos como en la práctica que el soporte funciono como sostén de las pinzas y el matraz y a


Mechero Bunsen.

Probeta de 100 ml

1 Pipeta graduada de 1mL y 10 ml y propipeta

su vez todos los instrumentos apoyaron al calentamiento de la reacción con Instrumento que sirve para calentar sustancias, en la práctica por medio de él se calentó la reacción en el matraz de dos bocas. Instrumento utilizado para medir volúmenes de sustancias con una mayor exactitud que otros; en el caso de la práctica se usaron para medir los 12.5 ml de agua destilada. Estos dos instrumentos en su conjunto sirven para verter sustancias y para medir sus volúmenes con mayor facilidad ya que la propipeta permite absorber o expulsar las sustancias de la pipeta con el flujo que nosotros deseemos, como en el caso de la práctica que sirvió para medir el volumen de las sustancias.


1 bureta de 25 ml montada en un soporte

Refrigerante de rosario

Matraz de fondo plano de dos bocas de 250 ml

El soporte como su nombre lo indica es para sostener y mantener fija la bureta, esta ultima sirve para agregar o verter diversas sustancias para realizar mezclas con una precisión alta con el objetivo de no pasarse al verter la sustancia como en el caso de la practica que se hizo la titilación. Este instrumento sirve para enfriar las sustancias que circulan es su interior en su mayoría gases y provoca su condensación, como en el caso de la practica enfriaba los gases provenientes de la reacción llevada a cobo en el matraz de dos bocas. Este instrumento es utilizado para llevar a cabo reacciones en su interior y con ayuda de las dos bocas se puede conectar algún otro dispositivo para que realice otra función, como en el caso de la practica que en la boca principal se tenia el refrigerante y en la boca secundaria el termómetro para medir la temperatura de la reacción.


Matraz Erlenmeyer de 250 ml

Baño María

Pinzas para bureta, Pinzas de doble sostén y Pinzas para refrigerante

Instrumento usado como contenedor de sustancias o funciona como medio para llevar a cabo reacciones, como en el caso de la practica que contenía el agua y al acido para realizar las reacciones de titilación correspondientes en su interior. Instrumento utilizado para calentar agua y por medio del contacto con otro instrumento calentar diferentes sustancias para que no tengan contacto directo con la flama del mechero, como en el caso de la práctica que calentó la reacción del matraz de 2 bocas con un calentamiento previo de agua.

Instrumentos de soporte y sostén usados para detener o cargas otros instrumentos como en el caso de la practica que sostenían el refrigerante, la bureta y el matraz de dos bocas para formar el sistema y poder calentar la reacción.


• DIAGRAMA DE BLOQUES Se debe tener cuidado al manejar el matraz de fondo plano de dos bocas, cuidando que los tapones estén bien colocados, así como

Armar el equipo

Usando la propipeta

Adicionar al matraz de reacción 14.3 ml de ácido acético y 16 ml de alcohol

Adicionar lentamente el ácido, permitiendo que baje gota a

Llevar el matraz de reacción a la campana de extracción y agregar 0.25 ml de ácido sulfúrico concentrado. (5 gotas)


Abrir la llave del agua para que fluya por el refrigerante. Cuando la temperatura alcance los 58°C retirar el mechero. Al momento de que la temperatura

Calentar y mantener el matraz a una temperatura de 60°C durante media hora. Mientras se efectúa la reacción de esterificación

Armar el equipo para la titulación Agregar 12.5 ml de agua destilada a un matraz Erlenmeyer

A

A

Usando la propipeta y siguiendo las mismas precauciones

Adicionar 0.25 ml de ácido sulfúrico Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína

Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína


Titular con NaOH 1 M utilizando un fondo blanco para observar el cambio de coloración (rosa

Registrar el volumen gastado en la titulación

Al término de la media hora, cerrar la llave del agua y desmontar el equipo. Tomar una alícuota de 5 ml del matraz de

Agregar la muestra en un matraz Erlenmeyer y diluir en 12.5 ml de agua destilada Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína y titular con NaOH 1 M.

Registrar el volumen gastado.

• CÁLCULOS Y RESULTADOS Sustancia

Volumen (ml)

 (g / ml)

PM (g/mol)

CH3COOH CH3CH2OH H2SO4

14.3 16 0.25

1.049 0.789

60 45

VT=

30.55 ml

n= V/PM (mol) 0.25 0.275

Volumen gastado en la titulación en blanco = 4.3 ml Volumen gastado en la titulación de la parte alícuota = 20.9 ml H2SO4 CH3COOH + CH3CH2OH

CH3CH2COOCH3 + H2O

PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Alim.

0.25

0.275

Reac.

-x

-x

Forman Eq.

+x 0.25 – x

0.275 – x

0.25 ml H2SO4

x

30.55 ml

x = 0.041 ml H2SO4

+x

5 ml

x

4.3 ml (Titulación NaOH) x = 0.688 ml

V*NaOH (corregido) = VNaOHmuestra alícuota-VNaOHtitulación en blanco = 20.9 ml-0.688 ml = 20.212 ml nácido remanente = V*NaOH (corregido) MNaOH nácido remanente = (20.212X10-3 L) (1 mol/L) nácido remanente = 0.1235 mol

x = nCH3COOH – nácido remanente x = 0.25 mol-0.1235 mol = 0.1265 mol %Rendimiento =

Calculando Kc =0.8621


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