EQUILIBRIO QUIMICO HOMOGENEO EN LA FASE LIQUIDA.docx

UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍA FACULTAD DE ING. QUÍMICA Y TEXTIL

LABORATORIO DE FISICOQUÍMICA I – QU426  – QU426 “A” PERIODO ACADÉMICO 2009 –  III  III “EQUILIBRIO QUIMICO HOMOGÉNEO EN LA FASE LÍQUIDA ” o

Profesores:  

Ing. CARDENAS MENDOZA, Teodardo Javier Ing. QUIROZ GARCIA, Juan

o

Grupo N°: 01

o

Integrantes:    

CHÁVEZ BARBOZA, Jorge Luis FERNANDEZ HURTADO, Doel RODRIGUEZ LEYVA, Erick YUPA CONTRERAS, Ángel Fecha de Entrega: 29/01/10 LIMA –  PERÚ  PERÚ 1

INDICE 1. OBJETIVOS

Pág. 3

2. DATOS

Pág. 3

2.1. DATOS EXPERIMENTALES

Pág. 3

2.2. DATOS BIBLIOGRÁFICOS

Pág. 3

3. TRATAMIENTO DE DATOS

Pág. 4

4. DISCUSIÓN DE RESULTADOS

Pág. 8

5. CONCLUSIONES

Pág. 8

6. RECOMENDACIONES

Pág. 8

7. BIBLIOGRAFÍA

Pág. 9

2

EQUI L I BRI O QUÍM I CO HOM OGÉNEO EN L A F ASE L ÍQUI DA 1. OBJETIVOS o o

Estudiar el equilibrio químico homogéneo desde un punto de vista cualitativo y cuantitativo. Determinar la constante de equilibrio en una reación homogénea en fase líquida.

2. DATOS 2.1. DATOS EXPERIMENTALES o o

Temperatura de trabajo: 25,0 °C. Presión de trabajo: 754 mmHg. Mezcla

1° 2°

Etanol C  H 5 OH 2 

8,0 7,0

Vol umen de reactivos (mL ) Ácido acé tico Ácido sul fúr ico Volumen CH 3 C OOH H 2 SO  Total 4 

2,0 3,0

1,0 1,0

11,0 11,0

Tabl a 2.1.1. Vol úmenes de reactivos (mL ) o o

 Normalidad del NaOH (N NaOH): 0,50N. Estandarización del H2SO4 con NaOH:  Volumen de H2SO4 : 1,0 mL.  Volumen de NaOH: 70,0 mL.   Normalidad del H2SO4 (  ): 35,0N.   V NaOH  Titul ado(mL) M uestra 1° Ti tu lación 2°Ti tulación Pr omedio

1° 2°

13,0 15,3

13,5 15,4

13,2 15,4

Tabla 2.1.2. Volumen de NaOH titu lado (mL)

2.2. DATOS BIBLIOGRÁFICOS Reactivos Densidad (g/mL) a 25,0°C Masa Molar  (g/mol) Etanol (C2H5OH) 0,789 46,07 Ácido acético (CH3COOH) 1,049 60,05 Ácido sulfúrico (H2SO4) 1,8 98,08 Tabl a 2.2.1. Densidad y masa de los reactivos.  [cit. 5,6 y 7]

3

3. TRATAMIENTO DE DATOS o

 Después de haber titulado, con los datos de masas, determinar el número de moles de ácido acético presentes en el equilibrio. 

Hallando las masas de los reactivos en ambas muestras usando las Tabla 2.1.1. y la Tabla 2.2.1. m reactivo = V reactivo x 

(1)  [cit. 1 y 3]

Masa de reactivos (g) Muestra Etanol Ácido acético Ácido sulfúrico (C2H5OH) (CH3COOH) (H2SO4) 6,3 2,1 1,8 1°  5,5 3,1 1,8 2°  Tabl a 3.1. M asa de los r eactivos (g) 

Hallando las moles de los reactivos en ambas muestras usando las Tabla 3.1. y la Tabla 2.2.1. n reactvio =

 

(2)  [cit. 1 y 3]

Moles de reactivos (mol) Muestra Etanol Ácido acético Ácido sulfúrico (C2H5OH) (CH3COOH) (H2SO4) 0,14 0,035 0,18 1°  0,12 0,052 0,18 2°  Tabl a 3.2. M oles de los reactivos (mol) 

Hallando las concentraciones iniciales de los reactivos en ambas muestras usando las Tabla 3.2. M reactivo =

 

(3)  [cit. 1 y 3]

Concentración inicial de reactivos (M) Muestra Etanol Ácido acético Ácido sulfúrico (C2H5OH) (CH3COOH) (H2SO4) 1,3 x 10 3,2 1,6 x 10 1°  1,1 x 10 4,7 1,6 x 10 2°  Tabl a 3.3. Concentr ación de los reactivos (M )

4



Hallando la concentración y el número de moles del ácido acético en el equilibrio para la 1° muestra: CH3COOH(ac) t i nicial 

C2H5OH(ac)

[CH3COOH]0

[C2H5OH]0

-[ ]x

-[ ]x

t ∞ Equilibrio 

+

[CH3COOH]Eq.

↔CH3COOC2H5(ac) +H2O(ac)

[C2H5OH]Eq.

[ ]x

[ ]x

[ ]x

[ ]x

Usando la Tabla 2.1.2. relacionamos el volumen titulado de NaOH con el volumen de la muestra titulada y total. 13,2 mL NaOH → 2,0 mL X → 11,0 mL

X= 7,3 x 10 mL De estos 7,3 x 10 mL, 70,0 mL se usaron para neutralizar el ácido sulfúrico y los otros 3,0 mL se usaron para neutralizar el ácido acético. [CH3COOH]Eq. x Vmuestra = V NaOH x N NaOH [CH3COOH]Eq. =

    

 =

   

 = 0,14 N = 0,14 M.

Usando la Ec.(3): nac.acético = Vmuestra x M nac.acético = 0,011 x 0,14 = 1,5 x 10-3 mol 

Hallando la concentración y el número de moles del ácido acético en el equilibrio para la 2° muestra: CH3COOH(ac) t i nicial  t ∞ Equilibrio 

+

C2H5OH(ac)

[CH3COOH]0

[C2H5OH]0

-[ ]x

-[ ]x

[CH3COOH]Eq.

[C2H5OH]Eq.

↔CH3COOC2H5(ac) +H2O(ac)

[ ]x

[ ]x

[ ]x

[ ]x

Usando la Tabla 2.1.2. relacionamos el volumen titulado de NaOH con el volumen de la muestra titulada y total. 15,4 mL NaOH → 2,0 mL X → 11,0 mL

X= 8,5 x 10 mL 5

De estos 8,5 x 10 mL, 70,0 mL se usaron para neutralizar el ácido sulfúrico y los otros 1,5 x 10 mL se usaron para neutralizar el ácido acético. [CH3COOH]Eq. x Vmuestra = V NaOH x N NaOH [CH3COOH]Eq. =

    

 =

    

 = 0,68 N = 0,68 M



Usando la Ec.(3): nac.acético = Vmuestra x M nac.acético = 0,011 x 0,68 = 7,5 x 10-3 mol o

Con los valores hallados para las concentraciones de las sustancias en equilibrio, calcular la constante de equilibrio para las muestras asignadas.

K eq = 

[   ]  [ ]

(4)  [cit. 1 y 3]

[ ] [  ]

Constante de equilibrio de la 1° muestra: Hallando [ ]x :

[ ]x = [CH3COOH]0 - [CH3COOH]Eq. [ ]x = 3,2 –  0,14 = 3,1 M. Hallando [C2H5OH]Eq. :

[C2H5OH]Eq. = [C2H5OH]0 - [ ]x [C2H5OH]Eq. = (1,3 x 10) - 3,1 = 9,9 M K eq = 

[   ]  [ ] [ ] [  ]



     

= 6,9

Constante de equilibrio de la 2° muestra: Hallando [ ]x :

[ ]x = [CH3COOH]0 - [CH3COOH]Eq. [ ]x = 4,7 –  0,68 = 4,0 M. Hallando [C2H5OH]Eq. :

[C2H5OH]Eq. = [C2H5OH]0 - [ ]x [C2H5OH]Eq. = (1,1 x 10) - 4,0 = 7,0 M K eq =

[   ]  [ ] [ ] [  ]



     

= 3,4

6

o

 Busque información (libros, revistas, etc.) un ejemplo de equilibrio químico homogéneo de la reacción en fase líquida de la reacción:

CH3COOH + C2H5OH ↔ CH3COOC2H5 + H2O o

 Adjunte dicha información en su informe y compare con los resultados obtenidos en la experiencia.

Equilibr io quími co h omogé neo en fase líquida. [cit. 2]

Un ejemplo de reacción en una solución, que cumple aproximadamente la ley de acción de masas para las soluciones ideales en todo el intervalo de concentraciones (K x  = const.), es la reacción de esterificación: C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O Cuyo equilibrio fue estudiado por M. Berthelot y Péan Saint-Guilles (1863). En esta reacción, el número total de moles no varía, por eso, la constante de equilibrio K x se  puede expresar por medio del número de moles de los componentes. Si en la mezcla inicial se toma por cada mol de ácido acético, X moles de alcohol y se obtienen Y moles de éster, entonces, la expresión para la constante de equilibrio tiene la forma:  



 

()( )

(5)

En la siguiente tabla se dan los datos experimentales de Berthelot y Péan Saint-Guilles y los valores de K x calculados por ellos. X exp.

0,18 0,33 0,50 1,00 2,00 8,00

Y  exp.

0,171 0,293 0,414 0,667 0,858 0,966

K x  Y  calc.

3,9 3,3 3,4 4,0 4,6 3,9

0,171 0,301 0,423 0,667 0,850 0,970

Tabla 3.4 Equil ibr io de la esteri fi cación C  OH + CH 3 COOH ↔ CH 3 COOC 2H  O 2H    5    5 + H  2  (el n úmero de moles del CH 3 COOH es igual a la un idad) 

Las oscilaciones de la magnitud K x  no son regulares y pueden explicarse como error del experimento. Si se toma K x  = 4 y se calcula Y por la ecuación (5), las magnitudes obtenidas resultan cercanas a las experimentales. La solución de cuatro participantes de la reacción resulta cercana a una ideal con cualquier concentración, lo que es, más bien, una excepción. 

Por centaje de err or de la 1°muestr a:  

|| 

 x 100 =73%

7



Por centaje de err or de la 2°muestr a:  

|| 

 x 100 =15%

4. DISCUSIÓN DE RESULTADOS o

o o

o

o

o

o

o

Lo que se calculó como la “constante de equilibrio” fue en realidad el cociente de reacción, ya que dicha reacción reversible demorará semanas en llegar al equilibrio. Se utilizo el ácido sulfúrico para catalizar y obtener el medio acido donde se realiza la reacción. La diferencia que existen entre los cocientes de reacción, se debe a la variación de la temperatura variable del medio ya que estos cocientes de reacción son funciones de la temperatura y no de la concentración inicial de los productos. De la información adjuntada anteriormente se obtiene que la constante de equilibrio para las reacciones de esterificación es aproximadamente K Eq. = 4. La persección del calentamiento del recipiente comprueba que la reacción es exotérmica lo que no significa que se consuman totalmente los reactantes. En el cociente de reacción no se toma en cuenta la concentración del ácido sulfúrico, ya que la  presencia de un catalizador no afecta al cociente de reacción. El ácido sulfúrico es catalizar, probablemente protonando el grupo hidroxilo del ácido acético que luego se elimina como una molécula de agua. [cit. 4] La constante de equilibrio de la 2° muestra esta es más próxima al valor teórico (K Eq.  = 4),  probablemente porque es mayor la cantidad de ácido acético utilizado.

5. CONCLUSIONES o

o

Al comparar la constante de equilibrio con el cociente de reacción hallados se obtiene que en la 1° muestra el cociente de reacción (Q1) es mayor que la constante de equilibrio (K Eq.), entonces  para alcanzar el equilibrio los productos deben convertirse en reactivos, de modo que el sistema  proceda de derecha a izquierda (los productos se consumen y se forman los reactivos). En la 2° muestra sucede los contrario, el cociente de reacción (Q2) es menor que la constante de equilibrio (K Eq.), entonces para alcanzar el equilibrio, los reactivos deben convertirse en  productos, y el sistema procede de izquierda a derecha. Por lo que se concluye que la reacción no llego al equilibrio en tan poco tiempo. Los valores obtenidos experimentalmente de la constante de equilibrio son colindantes con el valor teórico porque no se le dio a la reacción el tiempo suficiente para que alcance el equilibrio.

6. RECOMENDACIONES o

o

o

Para obtener mejores resultados se debería dejar reaccionar a la muestra por una semana o más tiempo, de esta manera tendremos la seguridad de que se ha alcanzado el equilibrio químico. Para resultados más exactos en la titulación se debería agregar otros indicadores como el rojo de cresol más preciso en este caso (intervalo de pH : 7,2 –  8,8). Como se está trabajando con un ácido muy concentrado es necesario utilizar guantes de  protección, anteojos de protección y mascarilla.

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7. BIBLIOGRAFÍA 1) CHANG, R. “Química”. México D.F. –   México. Editorial McGraw  –   Hill. 7° Edición. 2002. Páginas: 577 –  578 2) GUERASIMOV, Y. “Curso de química física”. Moscú –   Rusia. Editorial Mir. 1° Edición. Tomo 1. 1971. Páginas: 288 –  290. 3) PETRUCCI, HARWOOD, HERRING. “Química General”. Madrid –   España. Editorial McGraw –  Hill. 8° Edición. 2003. Páginas: 638 –  641. 4) TCHOUBAR, B. “Mecanismo de reacción en química orgánica”. México D.F.  –   México. Editorial Limusa Wiley S. A. 1° Edición. 1965. Páginas: 154 –  155. 5) http://es.wikipedia.org/wiki/Etanol, consultada el 27 de enero del 2010. 6) http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_ac%C3%A9tico, consultada el 27 de enero del 2010. 7) http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_sulf%C3%BArico,  consultada el 27 de enero del 2010.

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