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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL

UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

QUIMICA INDUSTRIAL

PRÁCTICA Nº 5

EQUILIBRIO QUIMICO

PROFESORA: ING. MARIA DEL ROCIO ROMERO SANCHEZ.

ALUMNOS:

GARCIA CERVANTES VICTOR ALEJANDRO

LUCIANO SANTAN ISMAEL

LUNA OLIVAREZ CLAUDIA

SECUENCIA 2IM38

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PRACTICA N° 5 EQUILIBRIO QUIMICO

OBJETIVOS  GENERALES  

• El  alumno  determinará  a  partir  de  datos  experimentales  la  constante  de  equilibrio  químico,   en   función   de   las   concentraciones   en   un   sistema   homogéneo   a  temperatura  constante  y  el  tiempo  de  cada  reactor  será  diferente  por  mesa.  

OBJETIVOS  PARTICULARES  

• Adquirir  habilidad  en  el  manejo  de  la  propipeta,  así  como  de  la  bureta.  • Determinar  el  rendimiento  en  tiempo  determinado  por  la  maestra.  • Calcular   las   concentraciones   en   el   equilibrio   a   partir   de   la   reacción   de  

esterificación.  • Contrastar  lo  establecido  teóricamente  y  verificarlo  en  la  práctica.  

 

RESUMEN  

Mediante   el   estudio   del   equilibrio   químico,   es   posible   determinar   la   constante   de  equilibrio,   con  apoyo  de   las   concentraciones  empleadas  durante   la  experimentación,  en  nuestro  caso  Kc=1.65.  En  el  presente  reporte  el  rendimiento  obtenido  fue  del  58.92%,  a  37  minutos,  por  lo  cual  establecimos  que  a  un  tiempo  mayor,  gradualmente  se  obtendrá  una  mayor  concentración  de  productos,  hasta  llegar  a  la  máxima  productividad.  Finalmente,  el  estudio   del   equilibrio   químico   nos   permite   como   ingenieros   industriales,   aplicarlo   a  procesos  productivos  para  la  determinación  de  costos,  encontrar  medios  para  aumentar  el  rendimiento   de   las   reacciones   y,   principalmente   de   sus   procesos,   haciendo   especial  énfasis  en  la  mayor  cantidad  de  producto  que  es  posible  obtener,  todo  fundamentado  en  el  conocimiento  del  equilibrio  químico  de  las  reacciones.  

INTRODUCCIÓN  

 

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   producto,  comienza   el   proceso   inverso,   es   decir,   las  moléculas   reaccionan   y   forman  moléculas   de  reactivo.   El   equilibrio   químico   se   alcanza   cuando   las   velocidades   directa   e   inversa   se  igualan  y  las  concentraciones  netas  de  reactivos  y  productos  permanecen  constantes.  

El  equilibrio  químico  es  un  proceso  dinámico.  Cabe   señalar  que  en  el  equilibrio  químico  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.   La   evaporación   de   agua   en   un   recipiente   cerrado   a   una   temperatura  determinada  es  un  ejemplo  de  equilibrio  físico.  

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Aunque  el  estudio  del  equilibrio   físico  da   información  útil,   como   la  presión  de  vapor  de  equilibrio,   se   tiene   un   especial   interés   por   los   procesos   químicos   en   equilibrio;   por  ejemplo,   la   reacción   reversible   entre   el   dióxido   de   nitrógeno   (NO2)   y   el   tetróxido   de  dinitrógeno  (N2O4).  

 

La  constante  de  equilibrio  

Suponiendo  un  proceso  con  la  siguiente  reacción  reversible:  

aA+bB↔cC+dD  

Donde  a,  b,  c  y  d  son  coeficientes  estequiométricos  de  las  especies  reactivas  A,  B,  C  y  D.  Para  la  reacción  a  una  temperatura  dada  se  tiene  la  siguiente  ecuación:  

𝐾=𝐶𝑐𝐷𝑑𝐴𝑎𝐵𝑏  

Donde  K  es  la  constante  de  equilibrio.  La  ecuación  anterior  es  la  expresión  matemática  de  la  ley  de  acción  de  masas,  propuesto  por  Cato  Guldberg  y  Peter  Waage.  Esta  ley  establece  que   “para   una   reacción   reversible   en   equilibrio   y   a   una   temperatura   constante,   una  relación   determinada   de   concentraciones   de   reactivos   y   productos   tiene   un   valor  constante  K  (constante  de  equilibrio).  Aunque  las  concentraciones  pueden  variar,  el  valor  de  K  para  una  reacción  dad  permanece  constante,  siempre  y  cuando  la  reacción  esté  en  equilibrio  y  la  temperatura  no  cambie.  

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   procedimiento   para   las  concentraciones  de  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.   Por   el   contrario,   si   la   constante   de   equilibrio   es   mucho   menor   que   1,   el  equilibrio   se   desplazará   a   la   izquierda   y   favorecerá   a   los   reactivos.   En   este   contexto,  cualquier  número   superior   a  10   se   considera  que  es  mucho  mayor  que  1,   y  un  número  menor  que  0.1  significa  que  es  mucho  menor  que  1.  

Para   emplear   las   constantes   de   equilibrio,   es   necesario   expresarlas   en   términos   de  concentraciones   de   reactivos   y   productos.   La   única   guía   con  que   se   cuenta   es   la   ley   de  acción   de   masas,   que   es   la   fórmula   general   para   encontrar   las   concentraciones   de  equilibrio.  Sin  embargo,  como  las  concentraciones  de  reactivos  y  de  productos  se  pueden  expresar  en  distintas  unidades,  y  dado  que  las  especies  que  reaccionan  no  siempre  están  en   la  misma   fase,   es   probable   que   haya  más   de   un  modo   de   expresar   la   constante   de  equilibrio  para  la  misma  reacción.    

El  término  equilibrio  homogéneo  se  aplica  a   las  relaciones  en   las  que  todas   las  especies  reactivas   se   encuentran   en   la   misma   fase.   La   disociación   del   N2O4   es   un   ejemplo   de  equilibrio  homogéneo  en  fase  gaseosa.    

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Las   concentraciones   de   reactivos   y   productos   en   las   reacciones   de   gases   también   se  pueden   expresar   en   términos   de   sus   presiones   parciales.   Se   deduce   que   a   una  temperatura   constante,   la   presión   P   de   un   gas   está   en   relación   directa   con   la  concentración  en  mol/L  del  gas;  esto  es,  P=(n/V)RT.    

Cuando   se   indica   Kp,   representa   las   concentraciones   en   el   equilibrio   expresadas   en  términos  de  presiones.  

Por   lo  general,  Kc  no  es   igual  que  Kp  debido  a  que   las  presiones  parciales  de   reactivos  y  productos  no  son  iguales  a  sus  concentraciones  molares.    

Es  posible  deducir  una  relación  entre  Kc  y  Kp  de  la  siguiente  forma.  

Supóngase  el  siguiente  equilibrio  en  fase  gaseosa:  

aA(g)↔bB(g)  

Donde  a  y  b  son  los  coeficientes  estequiométricos.  La  constante  de  equilibrio  Kc,  está  dada  por:  

𝐾𝑐=𝐵𝑏𝐴𝑎  

Y  la  expresión  para  Kp  es:  

𝐾𝑝=𝑃𝐵𝑏𝑃𝐴𝑎  

Donde  pa  y  pb  son  las  presiones  parciales  de  A  y  B.  Si  se  supone  un  comportamiento  de  gas  ideal,  

PAV=nART  

𝑃𝐴=𝑛𝐴𝑅𝑇𝑉  

Donde  V  es  el  volumen  del  recipiente  en  litros.  Asimismo:  

PBV=nBRT  

𝑃𝐵=𝑛𝐵𝑅𝑇𝑉  

Al  sustituir  estas  relaciones  en  la  expresión  para  Kp,  se  obtiene:  

𝐾𝑝=𝑛𝐵𝑅𝑇𝑉𝑏𝑛𝐴𝑅𝑇𝑉𝑎=𝑛𝐵𝑉𝑏𝑛𝐴𝑉𝑎(𝑅𝑇)𝑏−𝑎  

 

El  principio  de  Le  Chatelier  

Si   se   aplica   algún   tipo   de   tensión   (como   un   cambio   en   la   temperatura,   presión   o  concentración)   sobre   un   sistema   en   el   equilibrio,   sucede   una   reacción   que   desplaza   el  equilibrio   en   la   dirección   que   tiende   a   aliviar   la   tensión.   Esta   generalización   es  extremadamente  útil  para  predecir  los  efectos  de  los  cambios  en  la  temperatura,  presión  o  concentración  sobre  un  sistema  en  equilibrio.  

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Efecto  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  que  se  absorbe  el  calor”.  

*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,  mientras  que  la  reacción  opuesta  absorbe  calor,  si  se  aumenta  la  temperatura  del  sistema,  el  equilibrio  se  desplaza  en  la  dirección  en  la  cual  se  absorbe  calor;  la  reacción  sucede  de  derecha  a  izquierda,  al  contrario,  el  rendimiento  en  el  equilibrio  de  metanol  se  aumenta  disminuyendo  la  temperatura  de  este  sistema.  

En  términos  cuantitativos:  

Para  cualquier  proceso  químico,  una  ecuación    ΔG  =  ΔH  –  TΔS    representa    el  cambio  en  la  energía  libre  para  el  proceso.  

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  =  −  ∆𝐻°𝑅𝑇+  ∆𝑆°𝑅  

 

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Si  ΔH°  y  ΔS°  son  bastante  independientes  de  la  temperatura,  como  lo  son  para  la  mayor  parte  de  las  reacciones,  la  ecuación  combinada  indica  que  ln  K  es  una  función  decreciente  de  T  para  ΔH°  <  0  (reacción  exotérmica).  Al  contrario  si  ΔH°  >  0  (reacción  endotérmica).  

 

Efectos  de  los  cambios  en  la  presión  

Cuando  se  aumenta  la  presión  de  un  sistema  en  equilibrio,  el  equilibrio  se  desplaza  de  forma  de  disminuir  el  volumen  lo  más  posible.  

*    En  el  proceso  de  preparación  de  metanol  sintético  (todas  las  sustancias  están  en  el  estado  gaseoso)  

CO  +  2H2                              CH3OH  

                             3  moléculas  de  gas                                        1  molécula  de  gas  

                           3  volúmenes  de  gas                                1  volumen  de  gas          

La  reacción  hacia  la  derecha  está  acompañada  por  un  descenso  en  el  volumen.  Entonces,  un  aumento  en  la  presión  aumentará  el  rendimiento  del  CH3OH.  (Este  aumento  en  el  rendimiento  sucede  aun  cuando  el  valor  de  K,  que  depende  sólo  de  la  temperatura,  no  cambie).  

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.  

 

 

 

 

Efecto  de  los  cambios  en  la  cantidad  de  disolvente  

Para  las  reacciones  que  se  llevan  a  cabo  en  solución,  el  incremento  en  la  cantidad  del  disolvente  (dilución)  desplazará  el  equilibrio  en  la  dirección  de  formación  del  mayor  número  de  partículas  disueltas.  Esto  es  análogo  a  disminuir  la  presión  en  una  reacción  gaseosa.  

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*considérese  la  dimerización  del  ácido  acético  en  soluciones  bencénicas    

2HC2H3O2  (En  solución)                                              (HC2H3O2)  (En  solución)    

  K=(𝐇𝐂𝐇𝐎𝐇��𝐇𝐎  

(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.  Por  ejemplo,  en  la  reacción    

H2  +  I2                                        2HI,  el  consumo  del  yodo  se  mejora  agregando  un  exceso  de  hidrógeno.  

 

Efecto  de  los  catalizadores  

Los  catalizadores  aceleran  las  velocidades  de  reacción  hacia  la  derecha  y  la  izquierda  de  la  misma  forma.  Aceleran  el  alcance  del  equilibrio,  pero  no  alteran  las  concentraciones  en  el  equilibrio.    

 

REACTIVOS  

NOMBRE  FÓRMULA  QUÍMICA  

PROPIEDADES  FISICOQUÍMICAS  

TOXICIDAD  

Ácido  acético  

CH3COOH  Peso  molecular:  60  

g/mol  Punto  de  ebullición:  

Por  encima  de  39°C  pueden  formarse  mezclas  explosivas  vapor/aire.  En  caso  de  inhalación  genera  dolor  de  garganta,  tos,  

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118°C  Punto  de  fusión:  16°C  Densidad  relativa:  1.05  

g/ml  Presión  de  vapor  (20°C):11.4  mmHg  Temperatura  de  

autoignición:  427°C  Punto  de  inflamación:  

39°C    

jadeo,  dificultad  respiratoria.  En  caso  de  contacto  con  la  piel  provoca  enrojecimiento,  dolor  y  graves  quemaduras  cutáneas.  Si  se  presenta  contacto  con  los  ojos,  genera  dolor,  enrojecimiento,  visión  borrosa  y  quemaduras  profundas  graves.  En  caso  de  ingestión,  provoca  sensación  de  quemazón  del  tracto  digestivo,  dolor  abdominal,  vómitos  y  diarrea.  

Alcohol  etílico  

CH3CH2OH  

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  

En   caso   de   inhalación,   las   altas  concentraciones   del   vapor   pueden   causar  somnolencia,   tos,   irritación   de   los   ojos   y   el  tracto   respiratorio,   dolor   de   cabeza   y  síntomas  similares  a  la  ingestión.  En  caso  de  ingestión,   provoca   una   sensación   de  quemadura;   grandes   cantidades   afectan   el  aparato   gastrointestinal,   si   es  desnaturalizado   con   metanol   puede   causar  ceguera.   En   caso   de   contacto   con   la   piel,  produce   resequedad.   Cuando   se   presenta  contacto   con   los   ojos,   produce   irritación,  enrojecimiento,   dolor,   sensación   de  quemadura.  

Ácido  sulfúrico  

H2SO4  

Peso  molecular:  98  g/mol  

Punto  de  ebullición:  274°C  (100%),  280°C  

(95%)  Punto  de  fusión:  3°C  (98%),  -­‐64°C  (65%)  

Presión  de  vapor:  0.3  mmHg  (25°C),  1  mmHg  

(38°C)  

Si  se  inhala,  produce  irritación,  quemaduras,  dificultad  respiratoria,  tos  y  sofocación.  En  caso  de  ingestión,  es  corrosivo,  provocando  quemaduras  severas  de  boca  y  garganta,  perforación  del  estómago  y  esófago,  vómito  con  sangre  y  diarrea.  En  la  piel  provoca  quemaduras  severas,  profundas  y  dolorosas.  Los  daños  dependen  de  la  concentración  de  la  solución  de  ácido  sulfúrico.  En  caso  de  contacto  con  los  ojos,  es  corrosivo  y  puede  causar  severa  irritación  (enrojecimiento,  inflamación  y  dolor),  soluciones  muy  concentradas  producen  lesiones  

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irreversibles,  opacidad  total  de  la  córnea  y  perforación  del  globo  ocular.  Puede  causar  ceguera.    

   

Hidróxido  de  sodio  

   

NaOH  

 Peso  molecular:  40.01  g/mol  Punto  de  ebullición:  1388ºC    Punto  de  fusión:  318.4  ºC  Presión  de  vapor:  1  mmHg    Densidad:  2.13  g/ml  (25°C)  Calor  específico:  0.35  cal/g  oC    Calor  latente  de  fusión:  

40  cal/g  

 El  hidróxido  de  sodio  es  irritante  y  corrosivo  de  los  tejidos.  Los  casos  más  comunes  de  accidente  son  por  contacto  con  la  piel  y  ojos,  así  como  inhalación  de  neblinas  o  polvo.  La  inhalación  de  polvo  o  neblina  causa  irritación  y  daño  del  tracto  respiratorio.  En  caso  de  exposición  a  concentraciones  altas,  se  presenta  ulceración  nasal.  es  extremadamente  corrosivo  a  los  ojos  por  lo  que  las  salpicaduras  son  muy  peligrosas,  pueden  provocar  desde  una  gran  irritación  en  la  córnea,  ulceración,  nubosidades  y,  finalmente,  su  desintegración.  

Agua  destilada  

H2O  

Peso  molecular:  18  g/mol  

Conductividad  nula  Densidad:  1  g/cm3  Punto  de  fusión:  0°C  Punto  de  ebullición:  

100°C  

No  presente  riesgos  de  ningún  tipo  al  manipular  este  reactivo.  

Fenolftaleína  

C20H14O4  

Peso  molecular:  318.327  g/mol  Temperatura  de  fusión:  264°C  

Presión  de  vapor:  Insignificante  

Densidad  relativa:  1.299  g/ml  

Insoluble  en  agua  

En  caso  de  ingestión  puede  provocar  trastornos  gastrointestinales.  Cuando  ocurre  contacto  con  los  ojos,  genera  irritación  y  ardor.  En  la  piel  provoca  

irritación  y  enrojecimiento.    

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MATERIAL  Y    EQUIPO  

 

NOMBRE   DIBUJO   USO  

2  Vasos  de  precipitados  de  100  ml.  

  Instrumento  que  sirve  como  contenedor  de  

líquidos  o  sustancias;  en  el  caso  de  la  práctica  nos  sirvió  como  contenedor  

del  NaOH,  para  agregarlo  a  la  bureta  y  de  esta  forma  llevar    a  cabo  la  reacción  

de  titulación.    

Termómetro  (-­‐10  a  110°C)  

  Instrumento  utilizado  para  medir  temperaturas.  En  el  

caso  de  la  práctica  lo  utilizamos  para  medir  la  temperatura  de  las  

sustancias  involucradas,  en  la  reacción  llevada  a  cabo  en  el  matraz  de  dos  

bocas.  

Soporte  universal  con  anillo  y  tela  de  alambre  

con  asbesto.  

|   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,  éstos  en  conjunto  son  utilizados  para  realizar  

el  calentamiento  de  diversas  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  

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matraz  y  a  su  vez  todos  los  instrumentos  apoyaron    al  

calentamiento  de  la  reacción  con    

Mechero  Bunsen.  

  Instrumento  que  sirve  para  calentar  sustancias,  en  la  práctica  por  medio  

de  él  se  calentó  la  reacción  en  el  matraz  de  dos  bocas.  

 

 Probeta  de  100  ml  

  Instrumento  utilizado  para  medir  volúmenes  de  

sustancias  con  una  mayor  exactitud  que  otros;  en  el  caso  de  la  práctica  se  

usaron  para  medir  los  12.5  ml  de  agua  destilada.  

1  Pipeta  graduada  de  1mL  y  10  ml  y  propipeta  

  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,  como  en  el  caso  de  la  práctica  que  sirvió  para  medir  el  

volumen  de  las  sustancias.  

1  bureta  de  25  ml  montada  en  un  soporte  

 

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  

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objetivo  de  no  pasarse  al  verter  la  sustancia    como  en  el  caso  de  la  practica  que  se  hizo  la  titilación.  

Refrigerante  de  rosario  

  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.  

Matraz  de  fondo  plano  de  dos  bocas  de  250  ml  

  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,  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.  

Matraz  Erlenmeyer  de  250  ml  

  Instrumento  usado  como  contenedor  de  sustancias  o  funciona  como  medio  

para  llevar  a  cabo  reacciones,  como  en  el  caso  de  la  practica  que  

contenía  el  agua  y  al  acido  para  realizar  las  reacciones  

de  titilación  correspondientes  en  su  

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interior.  

Baño  María    

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,  como  en  el  caso  de  la  práctica  que  calentó  la  reacción  del  matraz  de  2  

bocas  con  un  calentamiento  previo  de  

agua.  

   

Pinzas  para  bureta,  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.      

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DIAGRAMA  DE  BLOQUES  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Armar el equipo

Adicionar al matraz de reacción 14.3 ml de ácido acético y 16 ml de

alcohol etílico

 

 

Usando la propipeta

 

  Llevar el matraz de reacción a la campana de extracción y agregar

0.25 ml de ácido sulfúrico concentrado. (5 gotas)

Abrir la llave del agua para que fluya por el refrigerante.

Adicionar lentamente el ácido, permitiendo que baje gota a gota por la

pared del matraz  

 

 

Se debe tener cuidado al manejar el matraz de fondo

plano de dos bocas, cuidando que los tapones estén bien colocados, así

como las conexiones de las mangueras

 

 

Calentar y mantener el matraz a una temperatura de 57°C durante tiempo

que la maestra lo indique.

Cuando la temperatura alcance los 57°C retirar el mechero. Al momento de que la temperatura sea de

555°C reanudar el calentamiento  

 

 

  15  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Mientras se efectúa la reacción de esterificación

Armar el equipo para la titulación

Agregar 12.5 ml de agua destilada a un matraz Erlenmeyer

Adicionar 0.25 ml de ácido sulfúrico

 

 

Usando la propipeta y siguiendo las mismas

precauciones

 

 

Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína

Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína

Titular con NaOH 1 M utilizando un fondo blanco para observar el

cambio de coloración (rosa intenso)

Registrar el volumen gastado en la titulación

 

 Al término d 37min., cerrar la llave del agua y desmontar el equipo.

Tomar una alícuota de 5 ml del matraz de reacción.

Agregar la muestra en un matraz Erlenmeyer y diluir en 12.5 ml de agua destilada

  16  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

CÁLCULOS  Y  RESULTADOS  

 

Sustancia   Volumen  (ml)   r  (g  /  ml)   PM  (g/mol)   n=rV/PM  (mol)  

CH3COOH   14.3   1.049   60   0.25  

CH3CH2OH   16   0.789   46   0.275  

H2SO4   0.25  

VT=   30.55  ml  Volumen  gastado  en  la  titulación  en  blanco  =  4.8  ml  

Volumen  gastado  en  la  titulación  de  la  parte  alícuota  =  17.6  ml  

                   

                                                                                                                           H2SO4  

CH3COOH  +  CH3CH2OH                                                        CH3CH2COOCH3  +  H2O  

 

Alim.                  0.25mol              0.275mol  

Reac.                  -­‐1  x                                -­‐  1x  

Forman                                    +1x                                      +1x  

Eq.                        0.25  –  x                        0.275  –  x                                      1x                                    1  x  

Agregar de 3 a 5 gotas de fenolftaleína y titular con NaOH 1 M.

Registrar el volumen gastado.

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𝐾𝑐=(𝑥)1(𝑥)1𝑛𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻−𝑥1(𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻−𝑥)1  

 

 

0.25  ml  H2SO4           30.55  ml        

x  =  0.0409  ml  H2SO4       5  ml          

0.0409  ml  H2SO4                                                                                                            0.7852  volumen  NaOH  

0.25  ml  H2SO4                                                                                            4.8  ml  volumen  gastado  (Titulación  NaOH)  

V*NaOH  (corregido)  =  VNaOHmuestra  alícuota-­‐VNaOHtitulación  en  blanco  =  17.6  ml-­‐  0.7852  ml  =  16.81ml  

nácido  remanente  =  V*NaOH  (corregido)  MNaOH    

nácido  remanente  =  (0.01681  L)  (1  mol/L)    

nácido  remanente  =  0.1027  mol  

x  =  nCH3COOH  –  nácido  remanente  

x  =  0.25  mol-­‐0.1027  mol  =  0.1473  mol  

 

%Rendimiento  =  𝑥𝑛𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻100=0.473  𝑚𝑜𝑙0.25  𝑚𝑜𝑙100=��.��%  A  37  MIN.  

 

 

 

Calculando  Kc  

𝑲𝒄=𝑥1𝑥1𝑛𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻−𝑥1𝑛𝐶𝐻3𝐶𝐻2𝑂𝐻−𝑥1=  

 

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(0.1473   𝑚𝑜𝑙)1(0.1473𝑚𝑜𝑙)10.25   𝑚𝑜𝑙−0.1473  

𝑚𝑜𝑙1(0.275  𝑚𝑜𝑙−0.1473𝑚𝑜𝑙)1=1.65  

 

 

 

 

 

 

CUESTIONARIO

1) Escriba la ecuación de la reacción llevada a cabo con nombres y formula química. CH3COOH + CH3CH2OH CH3COO CH2 CH3 + H2O Acido acetico +Alcohol etilico Etanoato de etil + Agua 2) Establesca el balance general de materia (en moles) para el proceso efectuado CH3COOH + CH3CH2OH CH3COO CH2 CH3 + H2O 0.2-0.1473 0.275 - 0.1473 0.1473 0.1473 3) ¿cual es el reactive limitante y el reactivo en exceso en este problema? REACTIVO LIMITANTE: CH3COOH REACTIVO EN EXCESO: CH3CH2OH

4) ¿Qué porcentaje de variación existe con respecto al valor teórico esperado para Kc? VALOR TEORICO ES 4

%variacion=Kc experimental Kc teorico x100=142.42

KC experimental

5) De acuerdo con los resultados obtenidos ¿Cuál es la eficiencia de la reacción?

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rendimiento es igual a 58.92% a 37 minutos en el reactor 6) ¿Cómo se vería modificado el equilibrio si constante mente re retira el agua que se forma? Asimismo, ¿se modificar allá eficiencia de reacción? Explique 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 titulación del acido sulfúrico y acético remanente CH3COOH +NAOH CH3COONA + N2O H2SO4 +2NaOH NaSO4 +2H2O 8) calcule lo siguiente 1. Calcule la cantidad de éster (acetato de etilo) producido por tonelada de ácido acético, considerando la eficiencia: a) de 100%. 1000000 g60 gmol=16,666.67 mol 88gmol=1,466,666.67 g=1.467 ton b) Obtenida en el experimento. o.1473 mol 0..25 mol=0.1027 1,000,000g 60 g/mol=13,180 mol 88gmol=1,159,840 g=1.32 ton  

 

CONCLUSIONES: En esta práctica se realizó una reacción de esterificación y en la cual se utilizó ácido sulfúrico que actuó como catalizador el cual acelero la reacción y pudimos tomar un tiempo esto para garantizar que el equilibrio se mantuvo constante. Al realizar la práctica se pueden conocer las variables que influyen en una reacción química, al conocer estas variables (temperatura, presión y concentración) se puede modificar las condiciones en que se presentan para manipularlas a nuestro favor y así poder obtener lo que se necesita de manera óptima y obtener un rendimiento del 100 % en menor tiempo.

BIBLIOGRAFIAS

FUNDAMENTOS DE FISICOQUÍMICA Marón y Prutton Ed. Limusa

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3ª Edición México, 1972 FISICOQUÍMICA. Gilbert W. Castellan. Ed. Addison Wesley Longman PEARSON Segunda edición. Himmelblau, D.M. Principios Básicos y Cálculos en Ingeniería Química, México, Prentice Hall,