Instituto Politécnico Nacional Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas Laboratorio de Termodinámica del equilibrio químico Practica N° 4 “EQUILIBRIO HOMOGENEO EN FASE LIQUIDA”
Profesora: Irma Rodríguez Hernández Alum Equipo: 4 Horario: 13:00-15:00 Grupo:2IV46 - Objetivos
Calcularemos las constantes de equilibrio químico en la la fase liquida de una reacción de esterificación con la ecuación:
Llevaremos a cabo la catálisis acida de la reacción de etanol con acido acético para obtener acetato de etilo y verificar la dependencia. Los valores obtenidos, variarán dependiendo de la cantidad (en ml) que ingresemos al sistema. Determinaremos la relación a concentraciones y la constante de equilibrio para una reacción de esterificación en los sistemas que llevamos a cabo en la experimentación.
- Introducción teórica El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios durante el tiempo transcurrido. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactivos siguen formando moléculas de productos, y estas a su vez reaccionan para formar moléculas de reactivos. El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen contantes.
Constante de equilibrio K: La constante de equilibrio se calcula: Siendo la siguiente reacción . K equilibrio
A B
C D
C D , donde A = concentración del compuesto. A B
La contante de equilibrio ayuda a predecir la dirección en la que se procederá una mezcla de reacción para lograr el equilibrio y también permite calcular las concentraciones de reactivos y productos una vez alcanzado el equilibrio.
Cociente de reacción Q:
Para las reacciones que no han logrado el equilibrio, al sustituir las concentraciones iníciales en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene un cociente de reacción (Q), en lugar de la constante de equilibrio. Para determinar en qué dirección procederá la reacción neta para llegar al equilibrio, se comparar los valores de Q y K. Esto da lugar a tres posibles situaciones.
Q>K: La relación entre las concentraciones iníciales del producto y del reactivo es muy grande. Para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos, de modo que el sistema procede de derecha a izquierda (los productos se consumen y se forman los reactivos). Q=K: Las concentraciones iniciales son las concentraciones del equilibrio. El sistema está en equilibrio. Q
- Procedimiento experimental 1.- Preparar una serie de sistemas reaccionantes de acuerdo a la solución que le toca a cada equipo y dejarlas reposar 1 semana. 2.- Utilizar la cantidad requerida aproximada en vasos precipitados y pipetear de los vasos, para no contaminar los frascos reactivos.
3.- Calcular el número de moles iniciales de cada componente alimentado en
4.- Pasada la semana, tomar una alícuota de 5ml del sistema en estudio, agregar 5ml de agua destilada y titular con una solución previamente valorada de NaOH a 3M utilizando fenolftaleína como indicador. Repetir 3 veces la titulación (Realizar este paso para cada sistema).
5.-Con esto se tiene que obtener el valor del volumen gastado para que después se calcule el valor de M de la muestra con un respectivo cálculo. Terminando las 3 titulaciones de cada sistema lavar todo el material.
6.- Calcular el número de moles de ácido total presente en cada sistema tanto del ácido acético sin reaccionar como también el del ácido clorhídrico.
7.- Por una secuencia de cálculos se determina el valor de la constante de equilibrio así como la eficiencia de cada sistema.
- Datos obtenidos en la realización de la práctica Tabla 1 Sistemas Etanol
VS1 (ml)
VS2 (ml) 10
VS3 (ml) 10
VS4 (ml) 10
VS5 (ml) 5
15
Ác. acético
10
10
Ác. Clorhídrico Acetato de etilo
5
5
------
10 ------
5
5
5
15
5
5
------
------
Tabla 2 Información de los reactivos
PM (g/mol) Pureza % Densidad (g/ml)
Ác. Clorhídrico 36.46
Ác. acético
Etanol
Acetato etílico
H20
60.05
46.07
88.11
18
36.5
100
99.9
99.98
100
1.18
1.05
0.79
0.9
1
Tabla 3 Sistema Etanol Ác. acético Ác. Clorhídrico Acetato de etilo H2O
nS1 (mol)
nS2 (mol)
nS3 (mol)
nS4 (mol)
0.1713
0.17485429
0.17130671
0.08565335
0.1748
0.17130671
0.17485429
0.08742714
0.0591
0.0591
0
0.05906473
0
0.05106231
0.05106231
0
0.2085
0.20862777
0.00048889
0.20835833
Tabla 4 V NaOH ml S1 SZ S3 S4
V alícuota ml
M (muestra)
9.3
5
5.58
7.75
5
4.65
10
5
6
8.5
5
5.1
- Cálculos Para el sistema 1: S1
Etanol
Ac. acético
c. Clorhídrico
Acetato de etilo
H2O
Vol (ml) n (mol)
10 0.1713
10 0.1748
5 0.0591
0 0
0.2085
10(0.79 )0.999 0.1713 (46.07 )
.
10(1.05 )1 0.1748 (60.05 )
5(1.18 )0.365 0.059 (36.46 )
100.791 0.999 101.051 1 51.181 0.365 18 18 18 0.2085 3 ∗ 9.3 5.58 5 . 4.65 ∗ 0.025 0.11 1
. 0.11 0.059 0.051
Alimenta Reacciona
Ac. acético
Etanol
0.1748 -x
0.1713 -x
1
c. Clorhídrico 0.059
0.2085 0.1748 0.1713
Al conocer n del ácido acético, decimos que
Acetato de etilo
H2O
0 -
0.2085 x
0.1748 0.051 0.1238 . 0.1238 100 70.86 % 0.1747 Sistema 2 . . .
0.17
. . . .
0.051
. . .
0.1748
. . .ℎ .
0.059
. −. . −. . − . −.
0.2086
11 22 2 . 4.65 M2= Ac.Acetico S/R + HCL =4.65M nAc.Acetico S/R + nHCL=4.65 mol/L(0.030L) = 0.13 mol nAc.Acetico S/R + nHCL=0.13 mol nAc.Acetico S/R +0.0591=0.13 nAc.Acetico S/R=0.07 mol
S2 Alimenta
Etanol 0,17485429
c. acético
c. Clorhídrico 0,17130671 0,0591
Acetato de H2O etilo 0,05106231 0,20862777
Reacciona -x equilibrio 0.17485429x
-x 0.17130671x
x
x 0.05106231 +x
0,2086+x
0.1747 - x =0.07 ; x=0.1047 .+.+ .+..+. 2 .−.− .−..−.
K2=10.39
0.1047 100 59.87 % 0,17485429
Para sistema 3
∗ ∗
∗. ∗. = ∩ .
0.17130671 mol
∗. ∗ = ∩Á.é .
0.17485429 mol
∗. ∗. = ∩ í .
∩
0.05106231 mol
∗ ∗ 1 ∗ ∗ 1 ∗ ∗ 1
∗ 1 0.999 10 ∗ 1.05 ∗ 1 1 5 ∗ 0.9 ∗ 1 0.9998 10 ∗ 0.79 ∩ 18 18 18
∩ =
0.00048889 mol
(MV)NaOH = (MV)muestra3 M3 =
MVNaOH ∗ = í
6
M3 Ác. Acético s/R = 6M (0.025L)= 0.15mol ∩Ác.Acético s/R =6 Para sistema 3
S3
Etanol
c. acético
c. Acetatode Clorhídri et
H2O
Vol (ml) n (mol)
10 10 0.17130671 0.17485429
0 5 0 0 0.05106231 0.00048889
CH3COOH + CH3-CH2-OH 0.17485429 0.17130671 Alimenta -x Reacciona -x 0.17485429 0.17130671 -x -x
CH3COOCH2CH3 + H2O HCl -------0.05106231 0.00048889 x x 0.05106231 0.00048889 +x +x
./ 0.17485429 x 0.15 = 0.17485429 x X= 0.17485429 0.15= 0.02485429 + . + = 0.08758103 3 . . −. −
. 100 14.21% . Para sistema 4
∩
∗ ∗
∗. ∗. = ∩ .
0.085653354 mol
∗. ∗ ∩Á.é . =
0.087427144 mol
∗. ∗. = ∩ .
∩
0.059064728 mol
∗ ∗ 1 ∗ ∗ 1 ∗ ∗ 1
∗ 1 0.999 5 ∗ 1.05 ∗ 1 1 5 ∗ 1.18 ∗ 1 0.365 5 ∗ 0.79 ∩ 18 18 18
∩ = 0.208358333 mol (MV)NaOH = (MV)muestra3 M4 =
MVNaOH ∗. = í
5.1
M4 Ác. Acético s/R + HCl = 5.1M (0.015L)= 0.0765mol ∩Ác.Acético s/R ∩HCl =5.1 Para sistema 4
S4
Etanol
Vol (ml) n (mol)
c. acético
5 0.08565335
c. Clorhídri
Acetatode et 5 0 0.05906473 0
5 0.08742714
CH3COOH + CH3-CH2-OH
H2O 0 0.20835833
CH3COOCH2CH3 + H2O
HCl 0.08742714 0.08565335 0.05906473 ----------------- 0.20835833 Alimenta -x x x Reacciona -x 0.08742714- 0.08565335x 0.20835833 x x +x
Á.é / + 0.0765 Á.é / + 0.05906473 0.0765 Á.é = 0.01743527 mol
0.08742714-x = 0.01743527 mol X= 0.06999187 . + 4 .−. = 71.3473188 −
. 100 80.05% .
- Tabla de resultados K (constante de equi) S1 S2 S3 S4
137.12
10.39 0.08758103 71.3473188
n (eficiencia) 70.86% 59.87% 14.21% 80.05%
- Observaciones Se realizaron los cálculos correspondientes para cada experimentación, tomando en cuenta los datos de cada reactivo. La preparación de cada solución se preparó con una semana de anticipación para que se lleve a cabo la reacción. Después de la semana transcurrida, se tomó una alícuota de 5 ml para nuestra experimentación. En otros quipos se tomaron alícuotas de 10 ml. Se prosiguió a titular la solución preparada con una solución de NaOH con indicador, una titulación de neutralización. Para posteriormente obtener el valor de K eq y la
eficiencia que obtuvo la reacción, dando para nuestra experimentación un valor de 14%
- Conclusiones 1.- Mediante la experimentación y la obtención de datos logramos calcular las constantes de equilibrio en cada uno de los sistemas elaborados en la práctica en las reacciones de esterificación. También observamos el comportamiento de una reacción química cuando se le agrega a un catalizador y observamos como este ayuda a que la reacción se lleve a cabo de una manera más rápida de la que se estaba llevando a cabo sin alterar la reacción química simplemente acelerando el proceso. Con los datos obtenidos pudimos observar la constante de equilibrio de cada uno de los sistemas y se puede observar que en unos es alto y en otros es bajo esto significa el grado que tiene la reacción en ir hacia la derecha (productos) en unos es más alta y en otros baja, por lo tanto, en unas reacciones fue más rápido el proceso que en otras debido a su constante.
---2.- Como conclusión, puedo mencionar que se cumplieron los objetivos de la práctica, ya que logramos calcular las constantes de equilibrio químico en una fase liquida de una reacción de esterificación, así como su concentración con los valores que obtuvimos para cada uno de los sistemas que realizamos por equipos en la experimentación. Logramos obtener acetato de etilo a partir de la catálisis ácida de la reacción de etanol con ácido acético. La diferencia entre los sistemas que llevamos a cabo, se debe a la cantidad de cada uno de los componentes que suministramos, así como a la ausencia de algunas sustancias. Así mismo, nos percatamos que la eficiencia de la reacción estaba relacionada con la cantidad de ácido clorhídrico que agregábamos al sistema. En el sistema 3, donde no se agregó dicho ácido, la eficiencia fue sumamente deficiente (menor al 15 %). Finalmente, mencionaré que los datos teóricos registrados en la práctica, variaban ligeramente de los registrados por el fabricante (la pureza, por mencionar un ejemplo), lo cual pudo ocasionar una pequeña variación al realizar los cálculos respectivos que involucraban estos valores erróneos.
----3.- En esta práctica se pudo realizar un estudio del equilibrio homogéneo mediante un método de titulación, por medio del proceso de esterificación del ácido acético
con alcohol etílico, donde se pudo calcular las constantes de equilibrio de cada sistema o de cada solución donde en algunos de estos sistemas iban variando en el volumen de sus componentes de reacción. Se pudo llevar a cabo perfectamente la experimentación y conforme a los resultados obtenidos se concluye que cuando la constante de equilibrio es pequeña es porque no se puso el catalizador por lo tanto tiene una eficiencia muy baja, cuando la constante de equilibrio es grande o un número entero es que la reacción fue eficiente debido a que se le agregó un catalizador. En el sistema 4 hubo una mayor eficiencia, una razón por la que se pudo llegar a esta eficiencia es por la que no se agregó producto y sólo se agregó volúmenes semejantes. Cabe mencionar que este experimento sirve para darnos cuenta cómo afecta al agregar sólo los reactivos o al agregar más producto que reactivo y viceversa, como también cuando no se agrega un catalizador.
---4.- Concluí que cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por cien en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar.
