INSTITUTO POLITECNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERIA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS ACADEMIAS DE LABORATORIO DE QUIMICA
QUIMICA INDUSTRIAL II PRACTICA 5.- EQUILIBRIO QUIMICO
MARTINEZ ALONSO JOSE ALAN 2008600646 4IM1 FECHA: 23/05/2011
PRACTICA 5.- EQUILIBRIO QUIMICO OBJETIVOS
El alumno determinara a partir de Datos Experimentales la constante de Equilibrio Químico, en función de las Concentraciones en un Sistema Homogéneo a Temperatura Constante.
INTRODUCCION
aA + Bb
Cc + dD COND. EQUILIBRIO Vd. = Vi
Esterificación: CH3COOHAc + C2H5OHAc Ac. Acético + Alcohol Etílico
CH3COOC2H5Ac + H2 Ol Ester Etílico + Agua
PROPIEDADES 1) 2) 3) 4) 5) 6)
Todas las Reacciones Químicas son Reversibles Reacción de Neutralización Sistema Liquido Homogéneo Cuando el sistema cae en Equilibrio , la Concentración de cada Sustancia ya no Varia La Temperatura permanece Constante Catalizador o Acelerador (H2SO4 CONC)
CONSTANTE EQUILIBRIO QUIMICO: Es la Relación del Producto de Concentración de los Productos entre el Producto de la Concentración de los Reactivos K= [C]c [D]d / [A]a [B]b
MARCO
TEORICO
Es un hecho familiar bien establecido, que muchas reacciones no finalizan, sino que proceden hasta cierto punto y se detienen, dejando con frecuencia cantidades considerables de reactivos inalterados. Bajo un conjunto de condiciones dadas de temperatura, presión y concentración, el punto en el cual una reacci6n particular parece detenerse es sien1pre el mismo; es decir, existe en este punto entre las concentraciones de los diversos reactivos y productos una relación fija definida. Cuando una reacción alcanza este estado, se dice que. se encuentra en equilibrio, que no debe considerarse como aquél en que cesa todo movimiento, Sino que es más provechoso considerarlo como un estado en el cual la velocidad con que desaparecen los reactivos originando producto es exactamente igual ala de interacción de los productos que restablecen las sustancias reaccionantes. Bajo estas condiciones no hay una transformación perceptible en el sistema, y el resultado final es un estado aparente de reposo completo. Este equilibrio designa como dinámico, en contraste con el estático donde no hay movimiento alguno. Todos los equilibrios físicos y químicos entre estados se consideran de naturaleza dinámica. Los equilibrios químicos se clasifican en dos grupos: a) los homogéneos y b) heterogéneos. Los primeros son los que se establecen en un sistema en el cual sólo existe una fase, como por ejemplo, aquellos sistemas que contienen gases únicamente, o una sola fase líquida o sólida. Por otro lado, un equilibrio heterogéneo, es aquél establecido en un sistema con más de una fase, como el que existen entre un sólido y un gas, líquido y gas o sólido y sólido. KP y KC En Las Reacciones Gaseosas Antes de seguir es necesario relacionar las constantes de equilibrio termodinámico con las cantidades medibles experimentalmente, como son las presiones parciales de los reactivos y productos en el equilibrio en el caso de las reacciones gaseosas, y concentraciones para las reacciones en solución. Aquí discutiremos las reacciones que involucran a es única- mente, o gases y fases puras condensadas. Los equilibrios en las soluciones . la actividad de un gas puro es idéntica con la fugacidad y está dada por a = Py, donde P es la presión del gas y su coeficiente de actividad. La relación correspondiente para un gas en una mezcla de ellos está dada por la regla de la fugacidad de Lewis, que establece que la actividad de un gas cualquiera en una mezcla es igual a su presión parcial multiplicada por el coeficiente de actividad del gas puro a la presión total de la mezcla. De acuerdo con esta regla, para una , especia gaseosa cualquiera i en una mezcla se cumple.
El primer término de la derecha en la ecuación anterior se puede representar por Kp, es decir: Kp= P cC P dD / P aA PbB Kp es la constante de presiones de equilibrio de una reacci6n; para evaluarla, podemos usar cualquier unidad de presión. Por otra parte, K es una cantidad cuya magnitud depende de los gases involucrados y de la presión. En gases ideales, o en los reales a presión cero, = 1 y, de aquí, K = 1. Bajo estas condiciones, Ka = Kp es decir, ambas constantes son iguales. En gases no ideales, a presiones mayores que cero, los valores de y se desvían de la unidad y lo mismo sucede con K ; de hecho, para una reacción dada, el valor de K está determinado por la presión total del sistema y variará a medida que cambie esta última. Por lo tanto, se sigue de la ecuación Ka que mientras que para una reacción y temperatura dadas Ka es una verdadera constante, Kp puede no serio sino una función de la presión total de equilibrio. Los límites dentro de los cuales las presiones son reemplazables por las actividades, se han discutido en el capítulo precedente. En general, es posible establecer que Kp es aproximadamente igual que Ka a presiones totales bajas. Como la mayoría de los ejemplos de equilibrio que citaremos comprenden gases en las condiciones acabadas de señalar, procederemos bajo la suposición de que Ka es sinónimo de Kp. Aunque los equilibrios que comprenden gases se formulan más frecuentemente en función de las presiones parciales para dar Kp, también se expresan con frecuencia en tém1ino de las concentraciones, de esta manera:
donde. Kc es la constante de equilibrio de las concentraciones. Los valores de Kp y Kc así obtenidas para una reacción dada son generalmente distintas numéricamente, pero es fácil lograr una relación entre ellas a cualquier temperatura T si consideramos que los gases involucrados se comportan de manera ideal. En este caso se cumple que: P = (n / V)RT = CRT, y al sustituir esta relación en la ecuación de Kp , Pero (c + d + _) -(a + b + ) representa el cambio en el número total de moles de los productos gaseosos y de los reactivos durante la reacción. Si designamos a esta diferencia por ¨ng, obtendremos la siguiente relación entre las dos constantes : Kp = Kc (RT) ¨ng Resulta claro, de la ecuación anterior, que Kp = Kc, sólo cuando ¨ng = O; es decir, cuando no hay cambio de volumen en la reacción, y cuando lo hay, Kp Kc. Cuando hay un incremento de volumen
en la reacción ¨ng es positivo y Kp, es numéricamente mayor que Kc. Si ¨ng es negativo, hay una disminución de volumen y Kp es menor que Kc. Usando la ecuaci6n antes descrita , R debe expresarse en las mismas unidades en que lo es tán las presiones y volúmenes involucrados en Kp y Kc. Propiedades De Las Constantes De Equilibrio A causa de la importancia fundamental de los cálculos del equilibrio, no está de más recapitular y recalcar las propiedades de la constante de equilibrio de una reacción. En la siguiente discusión supondremos que Kp o` Kc son verdaderas constantes en una reacción. Primero, el principio de la constante es válido sólo en este punto de equilibrio. No se aplica a las concentraciones posibles de hallar en un sistema en reacción sino únicamente en el equilibrio verdadero, ya menos que se reemplacen en las ecuaciones Kp o Kc las concentraciones correspondientes al punto de equilibrio, no cabe esperar obtener valores de las constantes. Repetimos que la constante de equilibrio de una reacción a una temperatura fija, es independiente de la concentración o presión para todas las concentraciones o presiones. Además, su variación respecto a la temperatura es predecible termodinámicamente. La magnitud de la constante determina la extensión a la cual proceder una reacción particular bajo condiciones establecidas. Un valor grande de Kp ó Kc señala que el numerador de la expresión de la constante lo es en comparación con el denominador, es decir, que las concentraciones d los productos son mayores que la de los reactivos, y que la reacción favorece la formación de los productos. Por otra. parte, cuando Kp ó Kc son pequeñas, las concentraciones de los reactivos son grandes en comparación las de los productos y todo indica que la reacción no procederá de manera eficiente. Además, la constante de equilibrio define cuantitativamente el efecto de las concentraciones de los reactivos y productos sobre la extensión de Ia reacción. Por ahora deduciremos cualitativamente algunas conclusiones de validez general. Con este propósito consideremos la reacción siguiente: H2(g) + CI2(g) = 2HCI(g) Cuya constante de equilibrio viene dada por:
Como Kp no varía con la presión, la relación entre los valores parciales d las presiones del H2 , C12 y HCI, en la ecuación anterior, deben permanecer constantes bajo cualquier condición a una temperatura establecida. Si añadimos ahora hidrógeno a una mezcla de los tres gases, la presión de este gas se incrementa, y la relación entre las presiones parciales dada por la ecuación anterior se modifica. Para acomodar el hidrógeno añadido sin alterar. la constancia de Kp, debe disminuir la
presión del gas cloro, mientras que la del cloruro de hidrógeno debe aumentar, lo cual debe verificarse por una nueva interacción del hidrógeno y cloro para formar cloruro de hidrógeno y el proceso continuará hasta que se restablece el valor de Kp y los gases se encuentran de nuevo en equilibrio. Igual efecto se produce al agregar, cloro. Por el contrario, la adición de cloruro de hidrógeno aumenta eI numerador y, por lo tanto, el denominador debe también aumentar, si se preserva la constancia de Kp. Esta vez, el ajuste se logra por disociación del HCI en H2 y CI2 hasta el restablecimiento del equilibrio y Kp regresa a su valor constante. De esta conducta de una mezcla en equilibrio, cuando se adiciona a la misma un exceso de reactivos o productos, es posible sacar las dos conclusiones siguientes: I.- La presencia de un exceso de alguno de los reactivos tiende a desplazar una reacción hacia una eliminación más completa de aquellos que no se encuentran en exceso. 2.- La presencia inicial de los productos disminuye la proporción de conversión de reactivos a productos. El Equilibrio En Sistemas De Gases Se han realizado muchos estudios experimentales directos de equilibrios de gases, a continuación se discuten con detalle algunos ejemplos indicando los métodos utilizados, así como la aplicación de las constantes de equilibrio. El Principio De Le Chatelier-Braun Para predecir cualitativamente el efecto de la variación de presión o de la temperatura sobre un sistema en equilibrio se hace uso del principio de Le Chatelier-Braun, que establece que siempre que actúa una fuerza sobre un sistema en el estado de equilibrio, éste reaccionará en una dirección que tiende a contrarrestar la fuerza aplicada. Así, si aplicamos presión a un sistema, la tendencia de la fuerza será la de disminuir el volumen, por tanto se produce una reacción en el sistema que favorece al volumen menor. En el equilibrio del amoníaco la combinación del nitrógeno e hidrógeno para formarlo se alcanza con una disminución de volumen de tres a uno, y de aquí que según el principio de Le Chatelier-Braun podemos esperar que la formación del amoníaco se vea favorecida por un incremento de la presión total. Esto es lo que acontece en realidad. De nuevo cuando una reacción es endotérmica, es decir absorbe calor, la adición de éste la favorece y la reacción tendrá lugar más fácilmente a temperaturas elevadas. Por el contrario si es exotérmica, debemos esperar que la adición de calor tienda a inhibirla, y de aquí que a altas temperaturas tiende a proceder en sentido inverso.
C ALCU LOS 1.-Numero de M oles Iniciales para Cada Reactivo
n CH3COOH (l) = (30 g)/ (60 g/ mol) = 0.5 mol « n CH3COOH (l) = 0.5 mol n C2H5OH (l)= (25.3 g)/ (46 g/ mol)= 0.55 mol« n C2H5OH (l)= 0.55 mol 2.-Numero de M oles de Acido Acético que no Reacciono (remanente) (0.5 ml H2SO4)/ (61.1 ml M. de R) = (X)/ (10 ml ALICUOTA)« X= V H2SO4ALICUTA= 0.082 ml
EN LA TITULACION: (16.4 ml NaOH 1 M)/ (0.5 ml H2SO4) = (X)/ (0.082 ml H2SO4)« X= V NaOH= 2.69 ml V NaOH que Neutraliza CH3COOH= 32- 2.69 ml = 29.31 ml« V NaOH que Neutraliza CH3COOH= 29.31 ml 1 M NaOH= (1 mol NaOH)/(1000 ml)=(X)/(29.31 ml)« n NaOH= 0.02931 mol(6.11)= 0.179 mol
3.-Numero de M oles de Acido Acético que Reacciono:
CH3COOH (l) + C2H5OH (l) Inicial E. Quim
0.5 mol 0.5- X
CH3COOC2H5 (l) + H2 O (l)
0.55 mol 0.55- X
0 X
0.5- X= 0.179« X= 0.5- 0.179« X=0.321
4.-Valor de Kc:
N Ester=0.321 N agua=0.321 n Ac. Acético=0.179 n alcohol=0.55- X= 0.55- 0.321= 0.229 Kc= (nester) (nagua)/ (nAc. Acético) (n alcohol) Kc= (0.321) (0.321)/ (0.179) (0.229) Kc=2.514
0 X
5.-Eficiencia:
= (n Ac. Acet. que Reacciono)/ (n Inic. Ac Acético) (100) = (0.321)/ (0.5) (100)= 64.2 %
CUESTION ARIO
1. Escribir la ecuación de esterificación CH3COOH (l) + C2H5OH (l) Ácido Acético + Alcohol Etílico
CH3COOC2H5 (l) + H2O (l) Ester Etílico + Agua
2. Establezca el Balance General de Materiales (Mol) para el Proceso Efectuado: CH3COOH (l) + C2H5OH (l) INICIAL E. QUIM
0.5 mol 0.5- X
0.55 mol 0.55- X
CH3COOC2H5 (l) + H2 O (l) 0 X
0 X
3. ¿Cuál es el Reactivo Limitante y cuál es el Reactivo en exceso en este Proceso? Reactivo Limitante: CH3COOH (l) Reactivo en Exceso: C2H5OH (l)
4. ¿Qué Porcentaje de Variación existe con respecto al Valor Teóricamente esperado para Kc? % Variación= (KcExperimental/ KcTeorico) (100)= (2.514/ 4) (100)= 62.85 %
5. De acuerdo con los Resultados Obtenidos ¿Cuál es la Eficiencia de la Reacción? = 64.2 %
6. ¿Cómo se vería modificado el Equilibrio si constantemente se retirara el Agua que se Forma? No afectaría el Equilibrio de la Reacción, ya que es un Producto, no se necesita de este para que se lleve a cabo la Reacción, de manera que no afectaría en la Eficiencia de la Reacción . 7. Anote las Ecuaciones de las Reacciones llevadas a cabo en la Neutralización o Titilación del Acido Sulfúrico y Acético Remanente: CH3COOH(l) + NaOH(l) H2SO4(l) + 2NaOH(l)
CH3COONa(l) + H2O(l) NA2SO4(l) + 2 H2O (l)
8.- Calcule la Cantidad de Ester (Acetato de Etilo) producido por Tonelada de Acido Acético, considerando la Eficiencia: A) al 100% (1000000 g)/ (60 g/mol)= 16666.67 mol (88 g/mol)= 1466667 g= 1.466667 Toneladas B) Obtenida en el Experimento: (0.321/ 0.5)=0.642 (1000000 g)/ (60 g/ mol)= 10700 mol (88 g/ mol)= 941600 g= 0.9416 Toneladas
CONC LUSIONES
En esta Práctica, se llevo a cabo una reacción a la cual se le agrego un Catalizador (H2SO4), el cual repercutió en la Reacción de manera en que Acelero la Reacción, posterior a esto, se Neutralizo el Contenido del Matraz Erlenmeyer con una Solución de Sosa Caustica( NaOH) 1 M. Posteriormente se Tomo una Alícuota y se Procedió a Neutralizar. El principio de Le Chatelier hace posible una predicción cualitativa de la dirección de estos cambios y ayuda, a su vez, a resolver problemas de equilibrio, un cambio en las propiedades del sistema dará lugar a que el equilibrio se desplace en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto del cambio. (A) Efecto de los cambios de temperatura, (B) Efecto de los cambios de concentraciones, (C) Efecto de los cambios de presión Esta Practica Sirve al realizar la Planeación de Compra de Insumos al Cumplir Pedidos Requeridos en una Empresa, de manera que al Conocer las Variables que Influyen en una Reacción Química, puedes realizar Modificaciones y Tomar a Favor estas Variables(Temperatura, Presion. Concentración)
BIB LIOGR AFIA
Himmelblau, D.M. Principios Básicos y Cálculos en Ingeniería Química, México, Prentice Hall, Manual Química Industrial II, IPN, UPIICSA