EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO EN LA FASE LÍQUIDA

EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO EN LA FASE LÍQUIDA 1. OBJETIVOS  Realizar

el estudio del equilibrio de la reacción química entre el etanol y el ácido acético. equili brio en fase liquida li quida a partir de datos  Calcular la constante de equilibrio experimentales y comparar con resultados bibliográficos. 2. FUNDAMENTO TEÓRICO

Expresión general para la constante kc El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

a A + b B= c C + d D Se define la constante de equilibrio K c como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura .

Efectos que hacen cambiar las condiciones de equilibrio Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como la temperatura, la presión, y el efecto de la concentración. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación. 

Efecto de la temperatura: Si una vez alcanzado el equilibrio, se aumenta la temperatura, el equilibrio se opone a dicho aumento desplazándose en el sentido en el que la reacción absorbe calor, es decir, sea endotérmica.



Efecto de la presión: Si se aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de V, y viceversa.



Efecto de las concentraciones: Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace

que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.

Relación entre Kp y Kc Para proceder a relacionar la K c y la K p  debemos relacionar previamente las concentraciones de las especies en equilibrio con sus presiones parciales. Según la ecuación general de los gases perfectos, la presión parcial de un gas en la mezcla es:

Pi = (ni R T) / V = C i R T Una vez que hemos relacionados las concentraciones con las presiones parciales de cada especie, se calcula la dependencia entre ambas concentraciones, simplemente llevando estos resultados a la constante K c. De esta manera llegamos a la expresión:

Kp = Kc (RT)∆n Donde la ∆n es la suma de los moles estequiométricos de todos los productos en estado gaseoso menos la suma de todos los moles de reactivos también gaseosos.

Relación entre la variación de energía libre de Gibbs, y la constante de equilibrio La variación de Energía Libre de Gibbs y la constante de equilibrio están íntimamente ligadas entre sí a través de la siguiente ecuación: ∆G =

- R T Ln(k p)

Donde R es la constante de los gases, T la temperatura absoluta, y K p la constante de equilibrio.

Resumen Un sistema en equilibrio dinámico, es aquel en el que la reacción directa y la inversa, ocurren a la misma velocidad. El sistema en equilibrio, puede ser descrito a través de la constante K c. Si la constante es muy grande, la reacción directa se producirá casi exhaustivamente, mientras que la inversa no ocurre de forma apreciable. Si la constante es muy pequeña, la reacción que domina es la inversa. Si un sistema en equilibrio, es perturbado en su posición de equilibrio, se produce o bien la reacción directa o la inversa, con el objetivo de restablecer el equilibrio. Se puede utilizar el principio de Le Châtelier para predecir de qué forma evolucionará el equilibrio sometido a una perturbación. 

Una disminución del volumen: Hace que se produzca la reacción de modo que decrezca el nº de moles de gas en el sistema.



Un aumento de la temperatura:  Hace que se produzca la reacción endotérmica

La constante de equilibrio se puede relacionar con la energía Libre de Gibbs a través de la ecuación: ∆G =

- R T Ln(k p)

3. DATOS

3.1 Datos experimentales: Presión de trabajo: 760 mmHg. Normalidad del HCl: 3,0N (3,0 M) Normalidad del NaOH: 0,50N Temperatura: 22 oC Mezcla No

Grupo

I

HCl 3.0 N

CH3COOH

C2H5OH

(ml)

(ml)

(ml)

1

5,0

4,0

1,0

2

5,0

3,0

2,0

3

5,0

2,0

3,0

4

5,0

1,0

4,0

El volumen de NaOH que se utilizó para titular 2,0 ml de la mezcla del cuadro anterior se muestra a continuación:

Grupo

I

Mezcla (2,0 ml) 1 2 3 4

Volumen de NaOH (ml) 30,3 20,8 13,9 8,2

3.2 Datos bibliográficos: Tabla de datos teóricos de las densidades y masas molares:

Reactivos

Densidad (g/ml) a

Masa Molar  (g/mol)

22,0°C C2H5OH

0,7876

46,0

CH3COOH

1,0372

60,0

HCl 3.0 N

1.05

36,5

H2O

0,99786

18,0

4. TRATAMIENTO DE DATOS:

4.1 Después de haber titulado, con los datos de masas, determinar el número de moles de ácido acético presentes en el equilibrio. Los cálculos y resultado se realizaran solo para una mezcla el resto de resultado se mostrara en un cuadro. La reacción reversible es la siguiente:

C2H5OH (l) + CH3COOH(l) ↔ CH3COOC2H5(l) + H2O(l) V(mL)

1,0

4,0

ρ(g/mL)

0,7876

1,0372

masa(g)

0,7876

4,1488

n mol

0,0171

0,0691

[ ]mol/Li

1,71

6,91

[ ]mol/Lf 

0,875

6,075

0,835

26,96

 Ahora determinamos la cantidad de agua contenido en la solución de HCl.   

Volumen de HCl: 5mL Concentración de HCl: 3.0 M Densidad: 1.05 g/ml

Masa HCl(ac)

=    

Masa HCl(ac)

= 1,05 x 5 = 5,25 g

n moles HCl

=     

n moles HCl

= 3,0 x 5 x 10 -3 = 0,015 moles

Masa HCl

̅  =    

Masa HCl

= 0,015 x 36,5 =  0.5475 g

Masa de H2O

= Masa HCl(ac) - Masa HCl

Masa de H2O

= 5,25 - 0.5475 =  4,7025 g

reemplazando datos,

reemplazando datos,

reemplazando datos,

Determinamos el número de moles del agua para luego determinar su concentración:

  

 ̅   



 

  

MH2O = 0.26125 mol / 0.01 L = 26,125 M

Determinamos la concentración final de CH 3COOH en el equilibrio para lo cual igualamos equivalente gramo del ácido y de la base,

            

        

Remplazando datos: 0,5 x 30.3 x 10 -3 = 1,5 x 2 x 10 -3 + 2 x 10-3 x [CH3COOH] Resolviendo: [CH3COOH] = 6,075 mol/L

Por lo tanto el número de moles en el equilibrio es: nCH3COOH = [CH3COOH] x Vmezcla nCH3COOH = 6,075 mol x 0.01L = 0,06075 mol

 Análogamente se realiza los cálculos para las demás mezclas tituladas y en un cuadro se muestra las concentraciones para cada mezcla.

Concentraciones finales de cada mezcla Grupo

I

Mezcla

1 2 3 4

V NaOH (ml)

[CH3COOH] M

[C2H5OH]

30,3 20,8 13,9 8,2

6,075 3,7 1,975 0,55

0,875 1,93 3,655 5,67

M

[CH3COOC2H5] M

[H2O] M

0,835 1,49 1,485 1,18

26,96 27,615 27,61 27,305

4.2 Con los valores hallados para las concentraciones de las sustancias en equilibrio, calcular la constante de equilibrio para cada una de las mezclas. Utilizando la siguiente relación determinamos la constante de equilibrio (Kc):



      

Hallamos la constante Kc para la primera mezcla:

 

 

  

Para el resto de mezcla se hace la misma operación, a continuación se muestra los resultados en una tabla: Grupo I

Mezcla 1 2 3 4

Kc 4,235 5,762 5,680 10,332

4.3 Busque información (libros, revistas, etc.) acerca de un ejemplo de equilibrio químico homogéneo en fase líquida. C2H5OH (l) + CH3COOH(l) ↔ CH3COOC2H5(l) + H2O(l)  A 22oC, Kc = 4,00 Fuente: AGREDA, Victor Y ZOELLER, Joseph, acetic acid and it derivates. Marcel Dekker, INC New York 1993 pp. 271.

4.4 Adjunte dicha información en su informe y compare con los resultados obtenidos. Como podemos observar el valor de la constante de equilibrio teórico es 4.00 y difiere con los cálculos que nosotros hemos calculado.

5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS: 

La gran diferencia que se obtiene en los resultados de las constantes de equilibrio con la constante de equilibrio teórico encontrado se pude deber a muchos factores uno de ellos y factor importante es la temperatura ya que la temperatura de trabajo en el laboratorio varia y posiblemente sea superior a los 22 oC.



También el recipiente donde ocurre una reacción para determinar la constante de equilibrio tiene que herméticamente cerrado, para mantener constante la temperatura.



Como sabemos el etanol es una sustancia volátil e higroscópico por lo tanto el etanol se volatiliza y se escapa de la solución aumentando la presión que también es otro factor importante en el cálculos de la constante de equilibrio, lo mismo ocurre con el acetato de etilo.



Al momento de titular tal vez se exageró el volumen de NaOH lo que nos lleva a cometer errores en los cálculos.

6. CONCLUSIONES: 

Como se pudo observar la reacción estudiada es una reacción reversible y muy lenta por lo que se tuvo agregar un catalizador que es el HCl.



Se determino las concentraciones de productos y reactantes en el equilibrio mediante una titulación de la mezcla con NaOH



Como podemos ver los valores de las constantes de equilibrio para cada mezcla tienden a crecer, el cual nos indica que la reacción se desplaza en mayor grado a la derecha.



También podemos decir que por los altos valores de las constantes de equilibrio aún no se alcanzaba el equilibrio en la reacción ya que la reacción esta en dirección de los productos.

7. RECOMENDACIONES: 



Al momento de manipular el HCl tener mucho cuidado ya que es un ácido fuerte y al tener contacto con la piel pude causar quemaduras; si es el caso, lavar con abundante agua fría la zona afectada. Cerrar los Erlenmeyer una vez preparada la mezcla ya que este desprende el acetato de etilo y es una sustancia peligrosa para la salud, y al momento de pipetear para separar los 2 ml de la mezcla tener mucho cuidado ya que ese momento se desprende dicho gas.



Hacer una buena titulación para cometer menor error durante los cálculos.

8. BIBLIOGRAFÍA: Fisicoquímica; Raymond Chang; Mc Graw Hill Interamericana Editores SA de CV, 2008, págs. 309-311. http://www.netcom.es/pilar_mu/equilibrio.htm http://es.scribd.com/doc/43572697/equillibrio-homogeneo-en-fase-liquida