PRACTICA_5_ Profe Del Castillo

INS IN STITU TITUTO TO POL POLIIT CNI NIC CO NACIONAL Unidad Profesional Interdisciplinaria de Ingeniería y Ciencias Sociales y Administrativas Química Industrial II Práctica #5 Equilibrio Químico Prof. Del Castillo Jaime Raúl Secuencia 4IM5 Estrada Mendoza Araceli Monroy Ventura José Ramón Pelcastre Vizzuett César Alejandro Ramírez Pérez Claudia Nallely Rodríguez Mosqueda Daniela Grisel Rodríguez Pelayo Carolina

2008602144 2008601390 2008601505 2008600896 2008600956 2008600961

Fecha de realización de la práctica: Miércoles 15 de Abril de 2009 Fecha de entrega del reporte: Miércoles 20 de Mayo de 2009

Química Industrial II Equilibrio Químico

ÍNDICE Pág.

Objetivos

3

Introducción Teórica

3

Material empleado y uso

9

Desarrollo experimental

13

Observaciones

16

Cálculos y resultados

17

Cuestionario

22

Conclusiones

27

Bibliografía

29

2


Práctica #5 Equilibrio químico Objetivo 

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

Introducción Teórica Equilibrio 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 productos comienza el proceso inverso: estas moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivos. “El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos

1

permanecen constantes.”

El equilibrio químico es un proceso dinámico en el que 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. Los procesos químicos que se realizan en sistemas cerrados tienden a llegar a un estado estable de equilibrio. Si se ponen a reaccionar el gas hidrogeno H 2 con el cloro gaseoso, Cl2, en un recipiente cerrado, empieza de inmediato a formarse otro gas, el acido clorhídrico. HCl. Sin embargo, al llegar a determinada concentración del acido la reacción se devuelve: el acido clorhídrico se descompone de nuevo en hidrogeno y cloro. El proceso se puede representar por la ecuación: H2(g)+Cl2(g)

2HCl(g)

La reacción continúa en uno y otro sentido hasta que se llega a un estado en el cual tanto las concentraciones de Hidrógeno y Cloro como la del Ácido se mantienen constantes. Es el estado de equilibrio.

1

CHANG, Raymond. Química. 7ª. Ed. (Capítulo 14 pág. 562).Editorial McGrawHil .M. 2002. 3 943PP.


Las reacciones continúan en uno y otro sentido, pero al ser iguales sus velocidades, el efecto neto sobre la variación de las concentraciones de reaccionantes y productos es cero y por esta razón permanecen constantes. El equilibrio es el estado en el cual las propiedades de un sistema permanecen constantes. En el caso de una reacción química como: A+B

↔

C+D

Las sustancias A y B reaccionan a una velocidad V1 para formar los productos C y D, pero estos a su vez también reaccionan a una velocidad v 2 para producir A y B. Se llegan al equilibrio en el momento en que V 1 es igual a v2. En el estado de equilibrio cada uno de los reactivos A,B,C,D aparece y desaparece en la misma velocidad. Su concentración permanece constante. Otras propiedades del sistema como la temperatura, la presión, el color, también se mantienen constantes en el estado de equilibrio puesto que la velocidad que las hace variar se mantiene igual en uno y otro sentido. La constante de equilibrio El proceso en el que se presenta el equilibrio químico se puede expresar de la siguiente forma:

Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A, B, C, y D. Para la reacción a una temperatura dada la constante de equilibrio está determinada por la Ley de acción de masas propuesta por Cato Guldeberg y Peter Waage en 1864, la cual establece lo siguiente: “Para una reacción reversible en equilibrio y a una tempe ratura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor 2 constante K.”

Como consecuencia de la esta leyó, podemos expresar la constante de equilibtio de la siguiente manera:

2

CHANG, Raymond. Química. 7ª. Ed. (Capítulo 14 pág. 564).Editorial McGrawHil .México. 2002. 943PP.

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En donde: K es la constante de equilibrio para una reacción reversible A,B son las concentraciones los reactivos C,D son las concentraciones los productos a, b son los coeficientes estequiométricos para los reactivos c, d son los coeficientes estequiométricos para los productos Por consiguiente, el valor de 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 criterio para las concentraciones en 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. Si K es mucho menor que 1, el equilibrio se desplazará a la derecha y favorecerá a los reactivos.

Equilibrios homogéneos El equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. Comúnmente, la concentración de las sustancias está expresada en Molaridad. Sin embargo, cuando existen sustancias en fase gaseosa su concentración también se puede expresar en términos de sus presiones parciales. De la ley de los gases ideales se deduce que la presión a una temperatura constante esta en relación directa con la concentración mol/L: Supongamos la reacción siguiente:

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La constante para esta reacción en términos de concentraciones molares sería:

En donde Kc indica que las concentraciones están expresadas en Molaridad. También, podríamos expresar la constante en términos de las presiones parciales de la siguiente manera:

Donde son las presiones parciales de equilibrio (en atm) de cada una de las sustancias. El subíndice P indica que las concentraciones están expresadas en términos de presiones. Por lo general, el valor de Kc y Kp no son iguales debido a que las presiones parciales de reactivos y productos no son iguales a sus concentraciones molares. Sin embargo, podemos relacionar estas dos constantes de la siguiente manera:

Donde: = Moles gaseosos de productos – Moles gaseosos de reactivos También podemos expresar la constante en función de las fracciones molares de la siguiente manera:

Información que proporciona la constante de equilibrio La constante de equilibrio se calcula a partir de las concentraciones en el equilibrio conocidas. Para las reacciones que no han logrado el equilibrio , al sustituir las concentraciones iniciales en la expresión de la constante de equilibrio se obtiene un cociente de reacción Qc, en lugar de Kc. Para determinar en qué dirección procederá la reacción neta para llegar al equilibrio se comparan los valores de Qc y Kc. Las tres posibilidades son la siguientes: 6




 

Qc > Kc La relación entre las concentraciones iniciales de productos y de reactivos es muy grande. Para alcanzar el equilibrio, los productos deben transformarse en reactivos, de modo que el sistema procede de dereecha a izquierda. Qc =Kc Las concentraciones son concentraciones en equilibrio. Qc < Kc La relación entre las concentraciones iniciales de productos y reactivos es muy pequeña. Para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben convertirse en productos, y el sistema procede de izquierda a derecha.

Factores que alteran el equilibrio Los cambios en las condiciones experimentales pueden alterar el balance y desplazar la posición del equilibrio. Principio de Le Chatelier El principio de Le Chatelier establece lo siguiente: “Si se aplica una tensión externa a un sistema en equilibrio, el siste ma se ajusta de tal manera que se cancela parcialmente dicha tensión alcanzando una nueva posición de equilibrio.”

Cambios en la concentración Cuando se aumenta la concentración de los productos, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, puesto que reaccionarán con los reactivos hasta llegar a la condición de equilibrio. Por otro lado, cuando se aumenta la cantidad en los reactivos, el equilibrio se desplaza hacia la derecha, convirtiéndose los reactivos en productos. Cambios en el Volumen y la presión Los cambios de presión normalmente no alteran las concentraciones de las especies reactivas en fase condensada, ya que los líquidos y los sólidos son prácticamente incompresibles. En cambio, las condiciones de los gases son muy susceptibles a los cambios de presión. Según la ecuación de los gases ideales, P y V son inversamente proporcionales; a mayor presión menor volumen, y viceversa. Al aumentar la presión, el volumen disminuye y la concentración aumenta. En general, un aumento en la presión favorece la reacción neta que reduce el número total de moles de gases, y una disminución de la presión favorece la reacción neta que aumenta el número total de moles de gases. En las reacciones

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en las que no hay cambio de número de moles de gases, un cambio en la presión no modifica la posición en equilibrio. Cambios en la temperatura Un aumento en la temperatura indica que las moléculas de la sustancia presentan una mayor frecuencia en sus choques. Por lo tanto, cuando aumentamos la temperatura a los reactivos, éstos reaccionarán más rapidamente puesto que sus moléculas interactúan de manera más rápida, favoreciendo la formación de productos. En resumen, un aumento en la temperatura favorece una reacción endotérmica, y una disminución en la temperatura favorece una reacción exotérmica. Efecto de un catalizador Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al redicr la energía de activación de la reacción.Sin embargo, un catalizador disminuye la energía de activación de la reacción directa y de la reacción inversa en la misma magnitud. Se puede concluir que la presencia de un catalizador no modifica la constante de equilibrio, y tampoco desplaza la posición de un sistema en equilibrio. Si un catalizador se añade a una mezcla de reacción que no está en equilibrio, sólo provocará que la mezcla alcance más rápido el equilibrio. Sin el catalizador, habría que esperar más tiempo. Valor teórico de Kc para la reacción del ácido acético y alcohol etílico Para la reacción de ácido acético y alcohol etílico que se muestra a continuación,

El valor de Kc teórico correspondiente es:

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Material empleado y uso

MATERIAL

NOMBRE

USO ESPECIFICO

Soporte universal con anillo y tela de alambre con asbesto.

Utilizado para colocar el baño María y así poderlo calentar con el mechero.

Mechero de bunsen

Con este fue calentado el baño María con la solución en el matraz.

Refrigerante de Rosario.

Utilizado como condensador, para mantener la solución en la temperatura deseada.

Matraz fondo plano de dos bocas de 250 ml.

En una boca fue colocada la conexión del refrigerante y en la otra boca se colocó un termómetro para poder mantener la solución a cierta temperatura.

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2 Matraces erlenmeyer de 250 ml

Utilizado para contener las sustancias con las que se estuvo trabajando como el agua destilada; también fue utilizado como recipiente para llevar a cabo la titulación.

Baño María

Con este se calentó la solución dentro del matraz fondo plano de dos bocas.

Pipeta de 1 ml

Utilizado para medir cantidades muy pequeñas.

Pipeta de 1O ml

Utilizado para medir la solución final de ácido acético (CH COOH) con alcohol etílico (CH CH OH). ₃

₃

₂

2 Vasos de precipitado de 100 ml

Se utilizó solo como contendor.

Probeta de 100 ml

Se utilizó para medir el ácido acético.

10


Bureta de 25 ml

Utilizada para medir el indicador de fenolftaleína

Termómetro de -10 a 110 ºc.

Se midió la temperatura de la solución.

Pinza para bureta

Pinza doble sostén (para refrigerante)

Con esta se sostuvo la bureta cuando se estaba llevando a cabo la titulación. Se sostuvo el refrigerante Rosario cuando se estaba manteniendo la temperatura de la solución.

Probeta 50ml

Se utilizó para medir la cantidad de

Perilla de hule

Ayudo a absorber el líquido del matraz a una pipeta de 10 ml.

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Manguera del refrigerante

Soporte

SUSTANCIA

Ácido acético (CH COOH) Alcohol etílico (CH CH OH) Solución de hidróxido de sodio (NaOH 1 M)

Se utilizó para conectar al refrigerante el flujo de agua, con el fin de mantenerla a la temperatura indicada.

Se empleó para sostener la bureta en la titulación.

USO ESPECÍFICO Como reactivo en la solución del de acetato de etilo. Como reactivo junto con el ácido acético en la producción de acetato de etilo. Como base para la titulación del ácido sulfúrico.

Ácido sulfúrico conc. (H SO ) Indicador de fenolftaleína Agua destilada

Para la titulación del ácido sulfúrico(y agua destilada), con NaOH1M

Para diluir el ácido sulfúrico.

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Desarrollo experimental 1.

Se armó el equipo que se muestra en la siguiente figura:

Soporte universal

Dispositivo refrigerante

Matraz de fondo plano de dos bocas Baño María

Mechero de Bunsen

Foto 1. Equipo armado para el experimento de equilibrio químico 2.

Se adicionó al matraz de fondo plano 28.5ml de ácido Acético y 32 ml de Alcohol etílico, junto con 0.5ml de ácido Sulfúrico concentrado. Se dejó caer el ácido sulfúrico lentamente por las paredes del matraz y después se mezcló el contenido del matraz suavemente.

Foto 2. Se agregó 28.5ml de ácido acético.

Foto 3. Se agregó 32ml de alcohol etílico.

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3. Se abrió la llave del agua para que fluyera por el refrigerante y procediera a calentar el matraz manteniendo la temperatura entre 60ºC y 65ºC.

Foto 4. Calentamiento del matraz de reacción.

4. Mientras se efectuaba la reacción, e agregó 25ml de agua destilada en un matraz Erlenmeyer y se adicionó 0.5ml de ácido sulfúrico, con mucha precaución y dejando caer el ácido, gota a gota por la pared del matraz. 5. Se agregaron de 3 a cinco gotas de indicador de fenolftaleína y se procedió a titular el ácido con NaOH 1M, utilizando un fondo blanco para ver mejor el cambio de coloración del indicador.

Foto 5. Titulación de 0.5ml de ácido sulfúrico.

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6. Una vez que se dejaron pasar 50min aproximadamente, se cerró la llave del agua, se desmontó el equipo y se tomó una alícuota de 10ml de la reacción contenida en el matraz. 7. Se llevó esta alícuota a un matraz Erlenmeyer y se diluyó con 25ml de agua destilada.

Foto 6. Alícuota de 10ml de la reacción.

8. Se agregó de tres a cinco gotas de indicador de fenolftaleína y se tituló con NaOH 1M. Se anotó el volumen gastado de NaOH para la titulación.

Foto 7. Titulación de la Alícuota de 10ml de la reacción. 15


Observaciones Al calentar la mezcla de las sustancias en el matraz, la temperatura llegó a elevarse hasta 70ºC, por lo que fue necesario agregar agua fría al sistema mediante el tubo de vidrio que se conectó, de esta manera logramos disminuir la cantidad de calor que se encontraba en el sistema y así disminuir la temperatura. Sin embargo, al hacer pasar la mayor cantidad de agua fría posible, la temperatura disminuyó hasta 60ºC, por lo que se tuvo que calentar otra vez cuidando que no excediera los 66ºC. Además, al titular el H 2SO4 y la mezcla de las sustancias obtenidas en el equilibrio de la reacción, fue necesario agregar más NaOH a la pipeta puesto que no fue suficiente la cantidad en ella que se había colocado al principio. Por último, debemos mencionar que al realizar las titulaciones el equipo se mostró inseguro acerca de la cantidad de NaOH que se dejaba caer en el matraz, ya que algunos proponían abrir más la pipeta y otros consideraban que se debía realizar con mucho cuidado para que el error obtenido al realizar los cálculos fuera menor.

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Cálculos Antes de mostrar los cálculos realizados, a continuación se presenta la tabla en donde se concentran los datos obtenidos experimentalmente: Dato Volumen de NaOH 1M para titular 0.5ml de H2SO4 Volumen gastado de NaOH 1M para 10ml de reacción Tiempo de calentamiento Temperatura promedio

Valor 18.7ml 27ml 51min 66ºC

Tabla 1. Datos experimentales obtenidos durante el experimento.

1) Numero de moles iniciales de cada reactivo

28.5 ml de

32 ml de

Al convertir los mililitros en gramos en base a la densidad, tenemos:

Convirtiendo en moles tenemos:

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Por lo tanto, el número de mol de cada sustancia con los datos de la práctica se escribe de la siguiente manera:

0.5mol

0.55mol

2) Número de moles de ácido acético que no reaccionó (remanente) Una vez que se terminó de llevar a cabo la reacción (se dejaron pasar entre 40 y 50 min), logramos determinar la cantidad de cada sustancia presente en el matraz de la siguiente manera: Al llegar al equilibrio, las sustancias presentes en el matraz son:

Para las titulaciones: Como se muestra en la tabla de datos experimentales, se utilizó 18.7ml de NaOH para neutralizar 0.5ml de H2SO4, mientras que para neutralizar 10ml de la reacción se utilizó 27ml de NaOH.

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Sin embargo, el volumen total en el matraz es de:

Por lo tanto, para neutralizar los 61ml de la reacción será necesario: 10ml de reacción ------ 27ml de NaOH 61ml de reacción ------ x = 164.7ml de NaOH Entonces para neutralizar a toda la reacción será necesario 164.7ml de NaOH, sin embargo, este Hidróxido de Sodio neutralizará a los dos ácidos presentes en la solución los cuales son: 164.7ml de NaOH Neutralizan X ml de

0.5ml de H2SO4 18.7ml de NaOH

Por lo tanto, al restar esta cantidad de los 164.7ml de NaOH para toda la reacción, se obtiene el volumen de NaOH que neutralizó al :

Para poder obtener el número de mol de la siguiente formula:

presente en el matraz utilizó

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Por lo tanto: 2.39 mol de

------- 1L

X = 0.146mol ------- 0.061L De esta manera, se ha obtenido que en el equilibrio, queda 0.146mol de que no reaccionó. 3) Número de moles de ácido acético que reaccionó Una vez que se calculó la cantidad de que no reaccionó, podemos encontrar la cantidad que reaccionó de la siguiente manera: Al inicio, se colocaron 0.5mol de por lo tanto reaccionó:

, de los cuales quedaron 0.14579mol,

Es decir, cuando se detuvo la reacción había reaccionado 0.354mol de 4) Valor de Kc Para calcular el valor de Kc se presenta el siguiente diagrama para el equilibrio:

Inicio Reaccionan Formación

0.50mol -x -----

0.55mol -x -----

--------x

--------x

En el equilibrio

0.5mol - x

0.55mol - x

x

x

Como x es la cantidad de de la siguiente manera: En el equilibrio

0.146mol

que reaccionó, entonces el diagrama queda

0.196mol

0.354mol

0.354mol

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Al utilizar la ecuación de Kc tenemos:

Sin embargo, como el volumen es igual para todas las sustancias, la ecuación queda de la siguiente manera:

5) Eficiencia Para calcular el valor de la eficiencia se utiliza la siguiente fórmula:

21


Cuestionario 1.- Escriba la ecuación de la reacción llevada a cabo con nombres y formulas químicas. La reacción llevada a cabo para esta práctica se puede expresar de la siguiente manera:

Acido acético

Alcohol etílico Acetato de etilo

Agua

2.- Establezca el balance general de materiales (en moles) para el proceso efectuado. Para la reacción que se llevo a cabo, se muestra el balance para determinar las concentraciones en el equilibrio de acuerdo a los datos obtenidos en el apartado de los cálculos:

Inicio Reaccionan Formación En el equilibrio

0.50mol -x ----0.146mol

0.55mol -x ----0.196mol

Donde x = 0.354mol es la cantidad que reaccionó de

--------x 0.354mol

--------x 0.354mol .

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3.- ¿Cual es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso en este proceso? Para esta reacción, el reactivo limitante es el ya que es el que se encuentra en menor cantidad, 0.5mol, mientras que el reactivo en exceso es el ya que se introdujeron 0.55mol. 



Reactivo limitante: Reactivo en exceso:

4.- ¿Qué porcentaje de variación existe con respecto al valor teóricamente esperado para Kc? Según el valor teórico de Kc reportado en la literatura, , se obtuvo el porcentaje de error cuyo valor se presenta a continuación:

5.- De acuerdo con los datos obtenidos cual es la eficiencia de la reacción Con los datos obtenidos, la eficiencia de la reacción fue:

23


6.- ¿Cómo se vería modificado el equilibrio si constantemente se retirara el agua que se forma? Asimismo ¿Se modificaría la eficiencia de reacción? Explique. Este cambio se explica mediante el Principio de Le Chatelier, el cual establece lo siguiente: Si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de uno de sus componentes, el sistema desplazara su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación.

Al retirar el agua que se forma durante la reacción, se está disminuyendo la concentración de los productos, lo cual afecta al equilibrio de tal manera que se deberá producir un efecto que tienda a contrarrestar esta perturbación. Por lo tanto, al disminuir la concentración del agua, los reactivos tenderán a reaccionar entre sí para restablecer las condiciones de equilibrio, verificándose la reacción de izquierda a derecha. Si la temperatura no cambia, el valor de Kc permanecerá constante. A continuación se representa el cambio de la concentración en la reacción:

Reaccionan reactivos

Se quitan productos DIRECCIÓN DE LA REACCIÓN

En cuanto a la eficiencia de la reacción, se verá modificada puesto que la concentración de acetato de etilo aumentará conforme se retire el gua y reaccionen más los reactivos, provocando un incremento en el rendimiento.

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7.- Anote las ecuaciones de las reacciones llevadas a cabo en la neutralización o titulación de los ácidos sulfúrico y acético remanente. Para la Titulación del CH3COOH



Acido Acético + Hidróxido de sodio ----------> Acetato de sodio + Agua. Para la Titulación del H2SO4



Hidróxido de Sodio + Ácido Sulfúrico ------> Sulfato de sodio + Agua

8.- Calcule la cantidad de éster (acetato de etilo) producido por tonelada de acido acético considerando la eficiencia a) 100% b) obtenida en el experimento. a) 100%

1 mol = 60g

Producen

1 mol = 88g

Por lo tanto: Producen

X = 1466666.67g X = 1466.67kg

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b) 70.80%

100%

:

X = 1466.67kg

Producen

100% 70.80%

1466.67kg 1038.40kg

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Conclusiones Para concluir con este reporte de la práctica de laboratorio, se presentan a continuación las conclusiones acerca de la misma . Por una parte, se cumplió satisfactoriamente el objetivo planteado logrando cuantificar las concentraciones de reactivos y productos cuando la reacción de ácido acético y alcohol etílico se encontraba en equilibrio químico, es decir, cuando las velocidades directa e inversa de la reacción se igualaron de tal manera que los reactivos se formaban en productos en la misma relación que los productos se transformaban en reactivos. Es importante recordar que la condición más importante para que exista el equilibrio químico en una reacción es su reversibilidad ya que cuando se trata con una reacción irreversible los reactivos se convierten en productos y éstos ya no vuelven a reaccionar entre sí para regresar a su estado inicial. De esta manera, se logró obtener un valor numérico para la constante de equilibrio de esta reacción, presentando una desviación en términos de porcentaje del 9.5%, con lo cual se ha concluido que las condiciones en la que se llevó a cabo el experimento fueron óptimas para su desarrollo, y que esta desviación se debe principalmente al error propagado al realizar las mediciones puesto que la medición varía de persona a persona y al realizar las titulaciones. Por otra parte, cabe mencionar que solamente se calculó el valor de la constante de equilibrio en términos de las concentraciones molares de las sustancias y no en función de las presiones parciales ó las fracciones molares. Esto se puede explicar por el hecho de que las sustancias utilizadas se encontraban en estado líquido, haciendo a la reacción homogénea. Además, la presión en el sistema no afecta el comportamiento de los líquidos ya que estos son prácticamente incompresibles, de tal suerte que la constante de equilibrio en función de presiones parciales y fracciones molares (Kp y Kx) es aplicable a las reacciones en estado gaseoso. Esta es la principal razón por la cual no se involucraron sus ecuaciones durante el reporte. También, hemos conseguido aplicar los conceptos revisados en la práctica previa sobre los factores que afectan a una reacción ya que la que se llevó a cabo debía ser realizada a una temperatura mayor a la ambiental. Para acelerar aún más la reacción, se utilizó un catalizador (ácido sulfúrico) el cual permitió reducir el tiempo en el que se alcanzaba el equilibrio. Por estas razones, podemos deducir que el ácido acético y el alcohol etílico reaccionan de manera muy lenta a temperaturas cercanas a la ambiente y sin presencia de un catalizador. Finalmente, nos gustaría mencionar la aplicación industrial que puede llegar a tener el tema del equilibrio químico. En las industrias farmacéuticas y alimenticias, se trabaja con reacciones que, si se deja pasar el tiempo hasta que se encuentre en equilibrio, la cantidad de productos obtenidos es menor que el que se obtendría 27


un momento antes del mismo. Es decir, la reacción se efectúa normalmente y los productos alcanzan una cantidad máxima en un momento dado, sin embargo, al haber una mayor concentración de productos, éstos tienden a reaccionar entre sí e invertir el sentido inicial de la reacción (Principio de Le Chatelier). Por esta razón, es necesario identificar el momento en el que la concentración del producto deseado sea mayor y poder utilizarla para fines industriales, lo cual se realiza deteniendo la reacción y obteniendo un valor numérico para el cociente de las concentraciones de reactivos y productos (tal y como lo indica la ley de acción de masas, la diferencia es que las concentraciones no son las del equilibrio), de tal manera que comparando este valor con el de la constante de equilibrio podemos determinar en qué momento se encuentra la reacción y así poder tomar decisiones para lograr la producción.

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Bibliografía Referencias literarias 

CHOPPIN, Gregory, et al., Química, 1998, México, ed. Publicaciones Cultural.

Tema: Equilibrio químico Lugar de consulta: Biblioteca personal 

CHANG, Raymond. Química. 7ª. Ed. (Capítulo 13 pág. 510, 516,530).Editorial McGrawHil .México. 2002. 943PP.

Tema: Equilibrio químico Lugar de consulta: Biblioteca personal 

M. Garric, Rodolfo H. Busch, José Beltrán, Química general, 2da. Ed., Editorial Reverte, México. 1979. Pág. 244.

Tema: Equilibrio químico Lugar de consulta: Biblioteca UPIICSA 

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Tema: Equilibrio Químico Lugar de consulta: Hogar Referencias web 

http://mazinger.sisib.uchile.cl/repositorio/ap/ciencias_quimicas_y_farmaceuti cas/ap-quimgral-2/c11.1.html

Tema: Equilibrio Químico Lugar de consulta: Hogar 

http://books.google.com.mx/books?id=i54bZ3hS7HIC&pg=PA244&lpg=PA2 44&dq=Kc+de+la+reaccion+del+acido+acetico&source=bl&ots=7Hni5_267 A&sig=ukyj33cI02JG6OiKr1LbN3ku9Cw&hl=es&ei=yAUOSva1GZL0tQOj43lAg&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=3

Tema: Equilibrio Químico acido acético y alcohol etílico Lugar de consulta: Hogar 29

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