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 Rojo Pescador Vania Anay Romero Rivalcoba Jessica Iromi 2009601965 2010601704 2010601932 el estudio del equilibrio químico nos permite como ingenieros industriales. en función de las concentraciones en un sistema homogéneo a temperatura constante. y es importante mencionar que el tiempo de calentamiento fue de media hora. encontrar medios para aumentar el rendimiento de las reacciones y. haciendo especial énfasis en la mayor cantidad de producto que es posible obtener. evaluar el rendimiento obtenido.PRÁCTICA 5. con apoyo de las concentraciones empleadas durante la experimentación. así como de la bureta. es posible determinar la constante de equilibrio. En el presente reporte el rendimiento obtenido fue del 50. • OBJETIVOS PARTICULARES • Adquirir habilidad en el manejo de la propipeta. todo fundamentado en el conocimiento del equilibrio químico de las reacciones. EQUILIBRIO QUÍMICO • OBJETIVOS GENERALES • El alumno determinará a partir de datos experimentales la constante de equilibrio químico. aplicarlo a procesos productivos para la determinación de costos. . principalmente de sus procesos.60%.8621. • RESUMEN Mediante el estudio del equilibrio químico. gradualmente se obtendrá una mayor concentración de productos. • Calcular las concentraciones en el equilibrio a partir de la reacción de esterificación. en nuestro caso Kc=0. hasta llegar a la máxima productividad. • Contrastar lo establecido teóricamente y verificarlo en la práctica. • Determinar la sustancia que reaccionó para posteriormente. Finalmente. por lo cual establecimos que a un tiempo mayor. la reacción procede hacia la formación de productos. B. El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. Esta ley establece que “para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante. El equilibrio químico es un proceso dinámico. siempre y cuando la reacción esté en equilibrio y la temperatura no cambie. tan pronto como se forman algunas moléculas de producto. las moléculas reaccionan y forman moléculas de reactivo. Cabe señalar que en el equilibrio químico participan distintas sustancias como reactivos y productos. al menos en cierto grado. La evaporación de agua en un recipiente cerrado a una temperatura determinada es un ejemplo de equilibrio físico. se tiene un especial interés por los procesos químicos en equilibrio. una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (constante de equilibrio). como la presión de vapor de equilibrio. b.PRÁCTICA 5. comienza el proceso inverso. Aunque el estudio del equilibrio físico da información útil. . c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas A. Al inicio de un proceso reversible. es decir. por ejemplo. la reacción reversible entre el dióxido de nitrógeno (NO2) y el tetróxido de dinitrógeno (N2O4). el valor de K para una reacción dad permanece constante. C y D. La ecuación anterior es la expresión matemática de la ley de acción de masas. Para la reacción a una temperatura dada se tiene la siguiente ecuación: Donde K es la constante de equilibrio. EQUILIBRIO QUÍMICO ´ • INTRODUCCIÓN Pocas reacciones químicas proceden en una sola dirección. La constante de equilibrio Suponiendo un proceso con la siguiente reacción reversible: aA+bB↔cC+dD Donde a. La mayoría son reversibles. propuesto por Cato Guldberg y Peter Waage. Aunque las concentraciones pueden variar. El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico porque los cambios que suceden son procesos físicos. La disociación del N2O4 es un ejemplo de equilibrio homogéneo en fase gaseosa. la presión P de un gas está en relación directa con la concentración en mol/L del gas. Es posible deducir una relación entre Kc y Kp de la siguiente forma. que es la fórmula general para encontrar las concentraciones de equilibrio. el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.1 significa que es mucho menor que 1. cuyo numerador se obtiene multiplicando las concentraciones de equilibrio de los productos. Por lo general. Por el contrario. representa las concentraciones en el equilibrio expresadas en términos de presiones. Kc no es igual que Kp debido a que las presiones parciales de reactivos y productos no son iguales a sus concentraciones molares. es probable que haya más de un modo de expresar la constante de equilibrio para la misma reacción. Si K es mucho mayor que 1. Las concentraciones de reactivos y productos en las reacciones de gases también se pueden expresar en términos de sus presiones parciales. como las concentraciones de reactivos y de productos se pueden expresar en distintas unidades. el equilibrio se desplazará hacia la derecha y favorecerá a los productos. está dada por: Y la expresión para Kp es: . si la constante de equilibrio es mucho menor que 1. P=(n/V)RT. Sin embargo. La única guía con que se cuenta es la ley de acción de masas. El término equilibrio homogéneo se aplica a las relaciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase. y un número menor que 0. Cuando se indica Kp. esto es. Supóngase el siguiente equilibrio en fase gaseosa: aA(g)↔bB(g) Donde a y b son los coeficientes estequiométricos. es necesario expresarlas en términos de concentraciones de reactivos y productos. La magnitud de la constante de equilibrio indica si una reacción en equilibrio es favorable a los productos o a los reactivos. El denominador se obtiene aplicando este mismo procedimiento para las concentraciones de equilibrio de los reactivos. cualquier número superior a 10 se considera que es mucho mayor que 1. En este contexto. Se deduce que a una temperatura constante.PRÁCTICA 5. y dado que las especies que reaccionan no siempre están en la misma fase. La constante de equilibrio Kc. Para emplear las constantes de equilibrio. cada una de las cuales está elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico en la ecuación balanceada. EQUILIBRIO QUÍMICO La constante de equilibrio se define por un cociente. Esta generalización es extremadamente útil para predecir los efectos 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 la cual se absorbe calor. En términos cuantitativos: . la reacción sucede de derecha a izquierda. *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. el equilibrio se desplaza en la dirección en que se absorbe el calor”.PRÁCTICA 5. si se aumenta la temperatura del sistema. se obtiene: El principio de Le Chatelier Si se aplica algún tipo de tensión (como un cambio en la temperatura. EQUILIBRIO QUÍMICO Donde pa y pb son las presiones parciales de A y B. presión o concentración sobre un sistema en equilibrio. presión o concentración) sobre un sistema en el equilibrio. Efecto de los cambios en la temperatura. sucede una reacción que desplaza el equilibrio en la dirección que tiende a aliviar la tensión. el rendimiento en el equilibrio de metanol se aumenta disminuyendo la temperatura de este sistema. mientras que la reacción opuesta absorbe calor. PAV=nART Donde V es el volumen del recipiente en litros. al contrario. Si se supone un comportamiento de gas ideal. Asimismo: PBV=nBRT Al sustituir estas relaciones en la expresión para Kp. como lo son para la mayor parte de las reacciones. Efecto de los cambios en la cantidad de disolvente Para las reacciones que se llevan a cabo en solución. * En el proceso de preparación de metanol sintético (todas las sustancias están en el estado gaseoso) CO + 2H2 CH3OH 1 molécula de gas 1 volumen de gas 3 moléculas de gas 3 volúmenes de gas La reacción hacia la derecha está acompañada por un descenso en el volumen. . 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. 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. Al contrario si ΔH° > 0 (reacción endotérmica). el incremento en la cantidad del disolvente (dilución) desplazará el equilibrio en la dirección de formación del mayor número de partículas disueltas. Efectos de los cambios en la presión Cuando se aumenta la presión de un sistema en equilibrio. (Este aumento en el rendimiento sucede aun cuando el valor de K. Esto es análogo a disminuir la presión en una reacción gaseosa. no cambie). una ecuación ΔG = ΔH – TΔS representa el cambio en la energía libre para el proceso. Entonces. que depende sólo de la temperatura. EQUILIBRIO QUÍMICO Para cualquier proceso químico. la ecuación combinada indica que ln K es una función decreciente de T para ΔH° < 0 (reacción exotérmica).PRÁCTICA 5. el equilibrio se desplaza de forma de disminuir el volumen lo más posible. un aumento en la presión aumentará el rendimiento del CH3OH. . en la reacción H2 + I2 hidrógeno. pero no alteran las concentraciones en el equilibrio. 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. EQUILIBRIO QUÍMICO *considérese la dimerización del ácido acético en soluciones bencénicas 2HC2H3O2 (En solución) (HC2H3O2) (En solución) K= (2 partículas disueltas) (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.PRÁCTICA 5. Por ejemplo. 2HI. Aceleran el alcance del equilibrio. enrojecimiento. En caso de contacto con la piel. EQUILIBRIO QUÍMICO • REACTIVOS NOMBRE FÓRMULA QUÍMICA PROPIEDADES FISICOQUÍMICAS Peso molecular: 60 g/mol Punto de ebullición: 118°C Punto de fusión: 16°C Densidad relativa: 1. -64°C (65%) TOXICIDAD Ácido acético CH3COOH Por encima de 39°C pueden formarse mezclas explosivas vapor/aire. produce irritación. dolor y graves quemaduras cutáneas. irritación de los ojos y el tracto respiratorio. tos. perforación del estómago y esófago. dolor abdominal. Los daños dependen de la concentración de la solución de ácido sulfúrico. tos. visión borrosa y quemaduras profundas graves. dificultad respiratoria. vómitos y diarrea. produce resequedad. si es desnaturalizado con metanol puede causar ceguera. provoca sensación de quemazón del tracto digestivo. profundas y dolorosas. Alcohol etílico CH3CH2OH Ácido sulfúrico H2SO4 En caso de inhalación. genera dolor. grandes cantidades afectan el aparato gastrointestinal. En caso de ingestión. dolor.05 g/ml Presión de vapor (20°C):11. tos y sofocación. Cuando se presenta contacto con los ojos. Si se presenta contacto con los ojos. En caso de ingestión. dificultad respiratoria. En la piel provoca quemaduras severas. En caso de ingestión. sensación de quemadura. provocando quemaduras severas de boca y garganta. enrojecimiento.PRÁCTICA 5. En caso de inhalación genera dolor de garganta. jadeo. dolor de cabeza y síntomas similares a la ingestión. 280°C (95%) Punto de fusión: 3°C (98%). produce irritación. provoca una sensación de quemadura. las altas concentraciones del vapor pueden causar somnolencia. En caso de contacto con la piel provoca enrojecimiento. vómito con sangre y diarrea. es corrosivo. quemaduras.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%). Si se inhala. En caso de contacto con los . 4 ºC Presión de vapor: 1 mmHg Densidad: 2.299 g/ml ojos. pueden provocar desde una gran irritación en la córnea. soluciones muy concentradas producen lesiones irreversibles. inflamación y dolor). En caso de exposición a concentraciones altas. En la piel provoca irritación y enrojecimiento. La inhalación de polvo o neblina causa irritación y daño del tracto respiratorio. Los casos más comunes de accidente son por contacto con la piel y ojos.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: 318.3 mmHg (25°C). ulceración.327 g/mol Temperatura de fusión: 264°C Presión de vapor: Insignificante Densidad relativa: 1. . Puede causar ceguera.PRÁCTICA 5. Cuando ocurre contacto con los ojos. se presenta ulceración nasal. 1 mmHg (38°C) Peso molecular: 40. genera irritación y ardor. así como inhalación de neblinas o polvo. opacidad total de la córnea y perforación del globo ocular. su desintegración. es corrosivo y puede causar severa irritación (enrojecimiento. Hidróxido de sodio NaOH Agua destilada H2O No presente riesgos de ningún tipo al manipular este reactivo. finalmente. nubosidades y.01 g/mol Punto de ebullición: 1388ºC Punto de fusión: 318. Fenolftaleí na C20H14O4 En caso de ingestión puede provocar trastornos gastrointestinales. es extremadamente corrosivo a los ojos por lo que las salpicaduras son muy peligrosas. El hidróxido de sodio es irritante y corrosivo de los tejidos. EQUILIBRIO QUÍMICO Presión de vapor: 0.13 g/ml (25°C) Calor específico: 0. EQUILIBRIO QUÍMICO Insoluble en agua .PRÁCTICA 5. éstos en conjunto son utilizados para realizar el calentamiento de diversas sustancias.PRÁCTICA 5. en la reacción llevada a cabo en el matraz de dos bocas. Instrumento utilizado para medir temperaturas. EQUILIBRIO QUÍMICO • MATERIAL Y EQUIPO Instrumento que sirve como contenedor de líquidos o 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 2 Vasos de precipitados de 100 ml. en el caso de la práctica nos sirvió como contenedor del NaOH. En el caso de la práctica lo utilizamos para medir la temperatura de las sustancias involucradas. para agregarlo a la bureta y de esta forma llevar a cabo la reacción de titulación. 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. Termómetro (-10 a 110°C) Soporte universal con anillo y tela de alambre con asbesto. EQUILIBRIO QUÍMICO su vez todos los instrumentos apoyaron al calentamiento de la reacción con Instrumento que sirve para calentar sustancias. 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.PRÁCTICA 5. Mechero Bunsen. como en el caso de la práctica que sirvió para medir el volumen de las sustancias. Instrumento utilizado para medir volúmenes de sustancias con una mayor exactitud que otros.5 ml de agua destilada. en el caso de la práctica se usaron para medir los 12. en la práctica por medio de él se calentó la reacción en el matraz de dos bocas. Probeta de 100 ml 1 Pipeta graduada de 1mL y 10 ml y propipeta . PRÁCTICA 5. 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. 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. 1 bureta de 25 ml montada en un soporte Refrigerante de rosario Matraz de fondo plano de dos bocas de 250 ml . 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. EQUILIBRIO QUÍMICO 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. EQUILIBRIO QUÍMICO Instrumento usado como contenedor de sustancias o funciona como medio para llevar a cabo reacciones. Pinzas de doble sostén y Pinzas para refrigerante 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. Matraz Erlenmeyer de 250 ml Baño María Pinzas para bureta. 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.PRÁCTICA 5. como en el caso de la practica que contenía el agua y al acido para realizar las reacciones de titilación correspondientes en su interior. como en el caso de la práctica que calentó la reacción del matraz de 2 bocas con un calentamiento previo de agua. cuidando que los tapones estén bien colocados.PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO • DIAGRAMA DE BLOQUES Se debe tener cuidado al manejar el matraz de fondo plano de dos bocas. (5 gotas) . así como Usando la propipeta Armar el equipo Adicionar al matraz de reacción 14.3 ml de ácido acético y 16 ml de alcohol Adicionar lentamente el ácido.25 ml de ácido sulfúrico concentrado. permitiendo que baje gota a Llevar el matraz de reacción a la campana de extracción y agregar 0. 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. 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.25 ml de ácido sulfúrico Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína .PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO Abrir la llave del agua para que fluya por el refrigerante. Registrar el volumen gastado.9 ml H2SO4 CH3COOH + CH3CH2OH CH3CH2COOCH3 + H2O .25 30.049 0.25 0.5 ml de agua destilada Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína y titular con NaOH 1 M. EQUILIBRIO QUÍMICO Registrar el volumen gastado en la titulación Titular con NaOH 1 M utilizando un fondo blanco para observar el cambio de coloración (rosa Al término de la media hora. cerrar la llave del agua y desmontar el equipo.3 ml Volumen gastado en la titulación de la parte alícuota = 20. Tomar una alícuota de 5 ml del matraz de Agregar la muestra en un matraz Erlenmeyer y diluir en 12. • CÁLCULOS Y RESULTADOS Sustancia CH3COOH CH3CH2OH H2SO4 VT= Volumen (ml) 14.789 PM (g/mol) 60 45 n= V/PM (mol) 0.3 16 0.55 ml (g / ml) 1.PRÁCTICA 5.275 Volumen gastado en la titulación en blanco = 4. 55 ml 5 ml 4.3 ml (Titulación NaOH) x = 0.25 – x 0.688 ml V*NaOH (corregido) = VNaOHmuestra alícuota-VNaOHtitulación en blanco = 20. Forman Eq.25 mol-0.212X10-3 L) (1 mol/L) nácido remanente = 0.25 -x 0.688 ml = 20. 0.PRÁCTICA 5.212 ml nácido remanente = V*NaOH (corregido) MNaOH nácido remanente = (20.1265 mol %Rendimiento = Calculando Kc =0.1235 mol x = nCH3COOH – nácido remanente x = 0. EQUILIBRIO QUÍMICO Alim.25 ml H2SO4 x = 0.275 – x 0.8621 .041 ml H2SO4 30.9 ml-0. Reac.1235 mol = 0.275 -x +x x +x x 0. PRÁCTICA 5. EQUILIBRIO QUÍMICO .