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UNIVERSIDAD NACIONAL DE SAN CRISTÓBAL DE HUAMANGA FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA Y METALURGIA Departamento Académico de Ingeniería Química ESCUELA DE FORMACIÓN PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA

Laboratorio de fisicoquímico ASIGNATURA: QU-244 FISICOQUÍMICA I PRÁCTICA Nº 8-9 EQUILIBRIO QUÍMICO DE SISTEMAS HOMOGENEAS PROFESOR DE TEORÍA: Ing. Hernán P. QUISPE MISAICO PROFESOR DE PRÁCTICA: Ing. Hernán P. QUISPE MISAICO ALUMNOS:  GUTIERREZ GUTIERREZ, Miguel Angel  NUÑES PARIONA, Dante George DÍA DE PRÁCTICAS: Viernes HORA: 2:00 pm – 5:00 pm . FECHA DE EJECUCIÓN: 06/01/2017 FECHA DE ENTREGA: 16/01/2017

AYACUCHO - PERÚ 2017

I.

OBJETIVOS: 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Determinar la concentración del catalizador utilizado en la reacción de esterificación. Determinar la concentración de la base utilizada en la titilación acido – base. Determinar las concentraciones iniciales de cada reactante y producto. Determinar las concentraciones en el equilibrio de cada producto y reactante. Determinar la constante de equilibrio para cada reacción de esterificación en función de la concentración a temperatura ambiental. Determinar el cambio de energía libre de Gibas estándar de la reacción a temperatura ambiental.

II. FUNDAMENTO TEÓRICO: EQUILIBRIO QUÍMICO: Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos).Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al equilibrio químico. En una reacción cualquiera:

LA CONSTANTE KC TOMARÁ EL VALOR: Donde Kc se define como el producto de las concentraciones en el equilibrio (moles por litro) de los productos, cada una elevada a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación ajustada, dividido por el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos, cada una elevada a la potencia que corresponde a su coeficiente en la ecuación ajustada. Kc 

 

[C ]c  [D ]d [ A]a  [B ]b

para concentraciones en el equilibrio. El constante Kc cambia con la temperatura.

Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN ESTADOS HOMOGÉNEOS GASEOSOS (KP): En las reacciones en que intervengan gases es más sencillo medir presiones parciales que concentraciones: Y se observa la constancia de Kp viene definida por:

KP 

pCc  pDd pAa  pDd

 Constante de equilibrio (Kp) Vemos, pues, que KP puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases pcc · pDd C c (RT)c · D d (RT)d Kp = ———— = —————————— = pAa · pBb A a (RT)a · B b (RT)b

K P  KC  (RT )n

En donde n = incremento en nº de moles de gases (nproductos – nreactivos) PRINCIPIO DE LE CHATELIER: “Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación”. FACTORES QUE MODIFICAN EL EQUILIBRIO: Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son: la temperatura, la presión (afectando al volumen) y las concentraciones. 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 una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía. EFECTO DE LA TEMPERATURA: Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor; es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica. Aquí debemos recordar que en las reacciones químicas existen dos tipos de variación con la temperatura:

 

Exotérmica: aquella que libera o desprende calor. Endotérmica: aquella que absorbe el calor.

Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción. Respecto a los catalizadores, se ha determinado que estos no tienen ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio. EFECTO DE LA PRESIÓN: Si aumenta la presión la reacción se desplazará hacia donde exista menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen, y viceversa. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble. EFECTO DE LAS CONCENTRACIONES: Un aumento en 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. CARACTERÍSTICAS:   



Naturaleza dinámica: es una situación permanente mantenida por la Igualdad de las velocidades de dos reacciones químicas opuestas, es Decir, en un estado de equilibrio no se observan cambios en el tiempo. Espontaneidad: los sistemas evolucionan espontáneamente hacia un Estado de equilibrio. Reversibilidad: las propiedades del estado de equilibrio son las Mismas, independientemente de la dirección desde la que se alcanza. Puede alcanzarse partiendo de los reactivos puros o bien partiendo de Los productos. Las concentraciones de los reactivos y productos en el equilibrio no son Siempre las mismas, depende de las concentraciones y de la temperatura. Sí existe una relación constante entre las concentraciones en el equilibrio.

Reacciones en equilibrio y no equilibrio: Si examinamos un mecanismo bioquímico con detalle nos encontraremos frecuentemente con que la concentración de los metabolitos es tal que algunas de las etapas individuales están aproximadamente en el equilibrio, mientras que otras se mantienen alejadas del equilibrio. Parece ser que el hecho de que una etapa dada no este en el equilibrio constituye una buena evidencia de que esta etapa puede ser un punto de control en el mecanismo global. III.

MATERIALES Y REACTIVOS: a)

Materiales Viales con tapa rosca de 15-20 mL. Filas de 1L. Buretas Embudos de vástago cortó. Soporte universal. Pipeta con embolo. Espátulas. Varillas de vidrio. Lunas de reloj. Erlenmeyer Pipetas graduadas de 2 mL. Cinta engomada o 5 etiquetas.

           

b) Equipos 01 balanza analítica con una exactitud de +/- 0.1 mg. c) Reactivos Ácido acético glacial Alcohol etílico absoluto. Acetato de etilo, p. a. Agua destilada. Ácido clorhídrico concentrado. Hidróxido de sodio. Ácido succínico. Indicador fenolftaleína. IV.

PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL a) Preparación de HCl aprox. 3N y determinación de su densidad a temperatura ambiente: -

Efectuar los cálculos y preparar 1 L de HCl aprox. 3N, a partir de HCl concentrado. Etiquetar. Enrasar a una bureta de 25 o 50 mL.

-

Pesar un picnómetro de 5 o 10 mL (provisto de termómetro o no) limpio y seco. Anotar. Pesar el picnómetro con agua destilada. Anotar. Pesar el picnómetro con HCl aprox. 3N. anotar. Calcular la densidad de HCl aprox. 3N. Averiguar en manuales o en el Handbook del Ingeniero Químico la concentración que corresponde a la densidad determinada. Anotar.

b) Preparación del contenido inicial de cada reactor: 

   

Pesar (mínimo al +/- 0.1 mg) el reactor de vidrio y de una capacidad mayor a 10 mL con su tapa, limpio, seco y con su tapa numerada, según el numero asignado a cada alumno. Anotar en el casillero correspondiente en la tabla Nº 3. Añadir los 5 mL de HCl aprox. 3N, tapar, pesar, anotar. Añadir los mL del siguiente reactivo, según lo establecido en la tabla Nº 3 para cada reactor, tapar, pesar y anotar en el casillero correspondiente. Luego añadir los mL del siguiente reactivo, según este indicado en la tabla Nº 3, tapar, pesar y anotar donde corresponde. Continuar hasta completar 10 mL añadidos. Sellar herméticamente cada uno de los reactores. Agitar diariamente durante 2 minutos y dejar en reposo a temperatura ambiente, durante una semana.

c) Preparación de una solución estandarizada de NaOH:      

Preparar 1 L de NaOH 0.5 N. Etiquetar. Enrasar una bureta de 25 o 50 mL con NaOH, aplicando silicona a la llave esminlada. Pesar 2 o 3 muestras de ácido succínico de alrededor de 0.1g (mínimo al +/- 0.1 mg). Anotar cada masa. Disolver cada muestra numerada en un erlenmeyer que contenga 10 mL de agua destilada. Añadir 2 o 3 gotas de indicador fenolftaleina. Titular cada una de las 3 muestras con NaOH para estandarizarlo. Anotar el gasto requerido para lograr un color rosa débil. Calcular la normalidad del NaOH. Anotar y etiquetar.

d) Estandarización de la solución HCl aprox. 3N utilizada como reactor:  

Enrasar una micro bureta de 5 o 10 mL con HCl aprox. 3N. Medir 3 muestras de 5 mL de HCl aprox. 3N en un erlenmeyer y agregar 1 o 2 gotas de fenolftaleina.

  

Titular las 3 muestras con el NaOH estandarizado. Anotar el gasto requerido para que aparezca un color rosa débil. Efectuar los cálculos par determinar la normalidad estándar de HCl. Anotar y etiquetar. Comprobar su resultado con el averiguado en a).

e) Determinación del volumen de NaOH estandarizado requerido para neutralizar el catalizador (HCl puro) y el acido acético (HAc) presentes en el equilibrio y solo en una alícuota de muestra de cada reactor.      

Pesar una probeta de 5 o 10 mL, limpia y seca. Anotar. Medir 2 mL de muestra de cada reactor. Pesar y anotar. Determinar el peso de la alícuota de muestra separada para titular (malicuota). Determinar el peso de la muestra total, restando el último peso de cada reactor con todo su contenido menos el peso del respectivo reactor limpio y seco (mtotal). Verter 2 mL de cada muestra en un erlenmeyer, enjuagar la probeta con 2 porciones de aprox. 5 mL de agua destilada y añadir 1 o 2 gotas de fenolftaleina. Titular con NaOH estandarizado y anotar el gasto requerido para que aparezca un color rosado débil. Anotar.

f) Calculo del n° de moles de acido acético en el equilibrio para cada reactor:  

Determinar el gasto total de NaOH que corresponda a cada reactor, multiplicando el gasto de la alícuota por el factor A/B = (m total / malicuota). El resultado anotar como gasto total. Calcular el número de moles de ácido acético en el equilibrio en cada reactor empleando:

N° de moles de ácido acético = n° de moles de NaOH – n° de moles de HCl g) Calculo del n° de moles iniciales de cada sustancia alimentada al reactor al inicio:   

Anotar el determinar la masa correspondiente a 5 mL de HCl estandarizado, por diferencia de pesadas registrar en la tabla N° 3. anotar en el casillero respectivo de la tabla N° 4. Calcular la masa de HCl puro y el n° de moles y anotarlo. Es la masa del catalizador. Por diferencia de pesadas determinar las masas de CH 3COOH, C2H5OH, CH3COO.C2H5OH (tomando en consideración el porcentaje de pureza de cada reactivo utilizado) y H 2O, y luego

determinar el numero de moles iniciales añadidos de acido acético, etanol, acetato de etilo y agua, según corresponda a cada reactor. Es conveniente recordar que para algunos reactores es necesario sumar el n°H2O procedente del catalizador, para anotar el n° total y moles iniciales de agua. Anotar en los casilleros respectivos de la tabla N° 4.

h) Calculo del n° de moles de etanol, de acetato de etilo y de agua en el equilibrio en cada reactor: 



Anotar el n° de moles iniciales de HCl puro (catalizador), el n° de moles de ácido acético, etanol, acetato de etilo y de agua. Anotar el n° de moles de ácido acético en el equilibrio y que corresponde al reactor en estudio. Deducir el número de moles de ácido acético que se han formado o que han reaccionado. A partir de ello, relacionar estequiometricamente las cantidades que reaccionan y se forman, para finalmente determinar el número de moles de etanol, de acetato de etilo y de agua en el equilibrio.

V. DATOS EXPERIMENTALES, DATOS BIBLIOGRÁFICOS, CÁLCULOS, RESULTADOS Preparación del contenido inicial de cada reactor: Los datos de los volúmenes añadidos a los respectivos reactores se encuentran en el cuadro N° 03 Preparación de una solución estandarizada de NaOH: Calculando la normalidad de NaOH: Datos y observaciones: Pureza del ácido succínico Peso molecular del ácido succínico Equivalente gramo del ácido succínico Indicador Coloración inicial Coloración en el punto de viraje m1 V

: 99 % : 118.09 g/mol : 59.059 eq-g : fenolftaleina : incoloro : rojo grosella : 0.1476 g de Ac. Succínico : 13.7mL de NaOH (titulado)

= m Ac.Succ * %pureza Ac.Succ * eq-g/mol PM Ac.Succ * 100 * Gasto Ac.Succ = 0.1476 g * 2000 118.09 g/mol * 6.2 N NaOH

N NaOH N NaOH

= 0.43 N

Estandarización de la solución HCl aprox. 3N utilizada como catalizador: Datos: V HCl = 5 mL N NaOH = 0.43 V NaOH = 13.7 mL

Calculo de la normalidad del HCl NA = NB*VB / VA NA = (0.43* 13.7) / 2 NA = 2.94 N a) Determinación del volumen de NaOH estandarizado requerido para neutralizar el catalizador (HCl puro) y el acido acético (HAc) presentes en el equilibrio y solo en una alícuota de muestra de cada reactor. Masas de 2 mL de muestra: m alícuota 2 = 1.9976 g m alícuota 4 = 1.9950g m alícuota 6 = 2.0699g m alícuota 8 = 1.9326g m alícuota 10 =1.8489 g m alícuota 12 = 1.8825 g m alícuota 14 = 2.1357 g m alícuota 16 = 2.0038 g m alícuota 18 = 1.9300 g Volúmenes de la titulación con NaOH V2 =19.20 mL V4 =14.00mL V6 = 32.80 mL V8 = 15.08 mL V10 = 8.900 mL V12 = 13.60 mL V14 = 40.60 mL V16 = 29.40 mL V18 = 12.10 mL Fórmulas empleadas para el llenado del cuadro N° 05: M alicuota (B) = m frasco - muestra (A) – m frasco Gasto total = Gasto parcial * Factor A/B b) Cálculo del n° de moles de acido acético en el equilibrio para cada reactor: Dada la fórmula: n° de moles de ácido acético = n° de moles de NaOH – n° de moles de HCl c) Cálculo del n° de moles iniciales de cada sustancia alimentada al reactor al inicio: Fórmulas empleadas para el llenado de a tabla N° 04: Masa de 5 mL de HCl por diferencia de datos de la tabla N° 03: mHCl~3N = m reactor con HCl – m reactor 2. 32.7216 – 37.9839 = 5.2623 4. 32.6887 – 38.0829 = 5.3942 6. 18.2730 – 23.5029 = 5.2329 8. 18.1980 – 23.4024 = 5.2044

10. 32.1143 – 37.2780 = 5.1637 12. 32.8712 – 38.1012 = 5.2302 14. 18.4783 – 23.7134 = 5.2351 16. 19.5506 – 24.7173 = 5.1667 18. 32.9441 - 38.2954 = 5.3513 d) Cálculo del n° de moles de etanol, de acetato de etilo y de agua en el equilibrio en cada reactor: REACTOR N°: 16 CH3C00H + C2H5OH CH3C00C2H5 + H2O M ( rec.)=19.5506 M(reat.+ HCl)=24.7173 M ( re+ hcl+ACH)=26.8490 M(re+ hcl+ACH +AC)=29.4954 CH3COOH + C2H5OH … > CH3COOC2H5 + H2O 2ml 3ml n(CH3COOH )= n(H3COOC2H5)= m (HCl)=5.1667 =m H2O +M HCl(p) m(HCl(p)=2.9455mol/l*5ml *

n(H2O)= En el equilibrio CH3COOH + C2H5OH … > CH3COOC2H5 + H2O 0.2585 m (final)=9.9459g m (muestra)=2.0038 Gasto parcial=29.4 Factor=4.96 Gasto total=145.8 n°meqNaOH=n°meqH+ = n°meq. HCl + n°meq AC.H (0.25)145.8)-(2.9455*5)=n°meq.AC.H n°meq.AC.H=21.95 m(AC.H)(eq)= CH3COOH

+

C2H5OH … > CH3COOC2H5 +

= 3.5999

H 2O

CH3C00H

+

X

REACTOR N°: 18 C2H5OH CH3C00C2H5 0.03384 mol 0.02003 mol 0.03384 + X 0.02003 -X 0.04525094 0.00861906

0.01141094 Masa inicial Reactor = 32.9441 g HCl = 5.3513 g C2H5OH =1.5566 g CH3COOC2H5 = 1.7629 g H2O =1.005 g

+ H2O 0.32403 mol 0.32403 –X 0.31261906

PM = 46 g/mol PM = 88 g/mol PM =18 g/mol

n C2H5OH = (1.5566 g) / (46 g/mol) = 0.03384 mol n CH3COOC2H5 = (1.7629 g) / (88 g/mol) = 0.02003 mol ntotal del agua n1= (1.005 g) / (18 g/mol) = 0.05583 mol n2 mHCl = 5.3513 mHCl mH2O (p)

(2.95 mol/L)(0.005 L)(35.5 g HCl(p) / 1mol HCl(p)) =0.523625 g

mH2O = 5.3513 g – 0.523625 g mH2O = 4.827675 g n2= 4.827675 g / 18 g/mol = 0.26820 mol ntotal del agua = n1 + n2 = 0.05583 mol + 0.26820 mol =0.32403 mol mf =42.5611 g msol eq = 42.5611g -32.9441g = 9.617 g mmatraz vacio =57.3923 g mmatras + muestra = 59.3223 g m muestra =1.93 g α = 9.617 g / 1.93 g = 4.98

V NaOH =12.1 mL VT = 12.1 * 4.98 VT = 60, 258 mL

no meq NaOH = no meq H+ = no meq HCl + no meq AcH eq 60.258 * 0.43 = 2.9*5 +

no meq AcH eq

no meq AcH eq = 11.41094 n AcH = 11.41094/ 1000 = 0.01141094 mol

Keq = (0.00861906 * 0.31261906) (0.01141094 * 0.04525094)

Keq = 5.2 TABLA N° 01: Calculo de volumen de HCl conc. Y de la masa de NaOH requeridos: DETALLE Volumen a preparar Concentración Pureza de reactivo Densidad Volumen o masa de reactivo

HCl 1L 3N 37% 1.19 g/mL

NaOH 1L 0.45N 99.9% -.-

12.42 mL

9g

TABLA N° 02-A: Titulación del NaOH con acido succínico empleando fenolftaleina como indicador: DETALLE

m acido succínico, g 0.1476

Gasto NaOH -0.5N, mL 6.2

N NaOH, eq-g/L 0,43

TABLA N° 02-B Titilación del HCl con NaOH estandarizado empleando fenolftaleina como indicador.

DETALLE

VHCl-3N, mL 2

NNaOH, eq-g/L 0.43

Gasto NaOH, mL 13,7

N HCl, eq-g/L 2.94

TABLA N° 03: Datos experimentales de pesadas y volúmenes REACTOR N° 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20

W (g) 32.7216 32.69 18.2730 18.1980 32.1143 32.8712 18.4783 19.5506 32.9441

HCl = 3.03N V W (g) (mL) 5 5 5.2623 5 5 5.3942 5 5 5,2329 5 5 5.2044 5 5 5.1637 5 5 5.23 5 5 5.2351 5 5 5.1667 5 5 5.3513 5 5

CH3COOH V W (g) (mL)

4 3 2 1

4.2061

4 3 2 1

4.1153

1

2.0226

2.1317

C2H5OH CH3COOC2H5 V W (g) V (mL) W (g) (mL) 5 4 3.5769 3 2 1,7722 1 1 0.8302 2 3 2.3373 4 4 3.1749 1 0.8691 3 2 2 1.5493 3 2.565 1 4 1 0.9198 2 3 2.6464 4 2 1.5566 2 1.7629 1 3 1 2

H2O V (mL)

W (g)

1 2 3 4

0.9954

1

1.005

2

3.052

VI.

VII.

CONCLUSIONES Y RECOMENDACIONES CONCLUSIONES:  Con esta práctica se pudo aprender los conocimientos sobre el equilibrio químico de sistemas homogéneos.  Se hizo las titulaciones respectivas de NaOH y del ácido succínico mediante titulación para titular las muestras. CONCLUSIONES  Se debe tener mucha precisión a la hora de titular.  Antes de empezar los ensayos se debe lavar los materiales a usar para no contaminar la muestra. BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA  DORAN, M. Pauline… “PRINCIPIOS DE INGENIERIA DE LOS BIOPROCESOS”, Edit. Acribia, 1998, pp. 269-271.  LAIDER, K. J. – MEISER, J. H.… “FISICOQUIMICA”, Edit. CECSA. México, D. F. México, 197, pp. 145-170.  MOORE, W. J.… “FISICOQUIMICA BASICA” Edit. Prentice-Hall Hispanoamericana S. A. México, D. F. México. 1986. pp 159-166.  MORRIS, J. G.…”FISICOQUIMICA PARA BIOLOGOS. Conceptos básicos para las facultades de medicina, Farmacia y Biología”. Edit. Reverté, S. A. Barcelona. España. 1980. pp. 186-228.  PRICE, N. C.… “PRINCIPIOS Y PROBLEMAS DE QUIMICA-FISICA PARA BIOQUIMICOS”. Edit. Acribia. Zaragoza. España. 1981. pp. 30-42.  PONS MUZZO, Gastón… “FISICOQUIMICA. Curso básico para profesiones científicas” 4ta Edic. Lima. Perú. 1978. pp. 355-384.