Equilibrio Químico Homogéneo En La Fase Líquida

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EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO EN LA FASE LÍQUIDA 1. OBJETIVOS  Realizar el estudio del estado de equilibrio  Determinar la constante de equilibrio para una reacción química en fase líquida.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO Las reacciones químicas no tienen lugar siempre a la misma velocidad, ni se alcanza siempre una transformación completa de los reactivos en productos. Si por ejemplo analizamos como tiene lugar una reacción entre gases: aA + bB → cC +dD en la que inicialmente sólo tenemos reactivos A y B, veremos que inicialmente las moléculas de A y de B son muy numerosas y chocan entre sí rompiéndose los enlaces que la forman, liberando sus átomos y formando nuevos enlaces entre ellos, dando lugar a las sustancias producto C y D, produciéndose la reacción directa, tal como está escrita. A medida que la reacción va progresando, puede suceder también, (especialmente si los productos no son muy estables), que las especies C y D reaccionen entre sí para dar lugar a las especies iniciales A y B, es decir, que se produce la reacción inversa. Esta reacción inversa es muy lenta al principio, pero a medida que transcurre el proceso y va aumentando el número de moléculas de C y D, la probabilidad d colisión entre estas es mayor y por tanto aumentará la velocidad de la reacción inversa. Por lo tanto llega un momento en que las velocidades de reacción en ambos sentidos se igualan y a partir de este momento la reacción aparentemente “se para”. El número de moléculas de cualquier especie permanece constante (ya que se crean las mismas moléculas que las que se destruyen) y por lo tanto también permanece constante la concentración de las mismas. Se dice entonces que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio químico. Es importante resaltar que el equilibrio químico no es algo estático, sino que es esencialmente dinámico, puesto que las reacciones directa y opuesta siguen produciéndose indefinidamente y simultáneamente con igual velocidad neta mientras no se altere el estado de equilibrio. El estado de equilibrio se simboliza mediante una doble flecha colocada entre los reactivos y productos en la ecuación estequiométrica: aA + bB ↔ cC +dD LEY DE ACCIÓN DE MASAS (L.A.M.) Como hemos dicho, uno de los factores que influyen en la velocidad de una reacción química es la concentración de las especies reaccionantes.

Consideremos la reacción: aA + bB ↔ cC +dD, en fase gaseosa y en equilibrio. Sean *A+, *B+, *C+, y [D], las concentraciones molares de las especies en el equilibrio. La velocidad de la reacción directa (hacia la derecha), vendrá dada por: V1=k1[A]a[B]b, mientras que la velocidad de la reacción inversa será: V2=k2[C]c[D]d, donde k1 y k2 son las constantes cinéticas de velocidad, que dependen de la temperatura, y el tipo de catalizador empleado. Si la reacción se encuentra en equilibrio químico, v1=v2, como hemos dicho, luego debe de cumplirse que:

Agrupando en un lado del igual las constantes de velocidad de los procesos directo e inverso, y en el otro lado los productos de las concentraciones en el equilibrio, nos queda que:

Para cada temperatura el cociente

es constante, y define una nueva magnitud llamada

constante de equilibrio KC de la reacción, de modo que finalmente podemos poner:

expresión conocida con el nombre de Ley de Acción de Masas (L.A.M.), y que nos dice que: En cualquier reacción química que alcance un estado de equilibrio químico, el cociente entre el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos y el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos elevados a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es igual a una constante para cada temperatura, llamada constante de equilibrio de la reacción. Esta expresión matemática se conoce como la ley de acción de masas. El valor de Kc (o Kp) es independiente de las concentraciones iniciales de reactivos y productos y sólo depende de la temperatura. Si la temperatura cambia, también lo hará el valor de la constante de equilibro. La ley de acción de masas (o también llamada ley del equilibrio químico) sólo se cumple exactamente para disoluciones diluidas o para gases a bajas presiones.

• Si K>1, el equilibrio está desplazado hacia la formación de los productos (hacia la derecha), y la transformación de reactivos en productos será tanto más grande cuanto mayor sea el valor de K. Si K es muy grande, del orden de 105 o mayor, cuando se alcance el equilibrio, a

partir de los reactivos iniciales, se habrá producido una conversión casi completa de los reactivos en los productos de la reacción • Si K<1, el equilibrio está desplazado hacia los reactivos (hacia la izquierda), y la transformación de reactivos en productos será tanto más pequeña cuanto menor sea el valor de K. Si K es muy pequeña, del orden de 10-5 o menor, cuando se alcance el equilibrio, únicamente se habrán transformado en productos una fracción muy pequeña de los reactivos presentes inicialmente. • Si K=1, el equilibrio no está desplazado en ningún sentido. Para valores de la constante de equilibrio K comprendidos entre estos extremos, especialmente si 0'01 < K < 100, los reactivos y los productos se encontrarán en el equilibrio en proporciones comparables, aunque esto depende en gran medida de la estequiometría de la reacción.

3. DATOS Presión en el Laboratorio: 756mmHg Normalidad de NaOH: 0.5N Reactivo HCl C2H5OH CH3COOH CH3COOH5 H2O

Peso Molecular: ̅ (g/mol) 36.5 46.0 60.0 88.0 18.0

Densidad: 22°C (g/ml) 1.05 0.7876 1.0372 0.901 0.977

Grupo Frasco N° HCl 3.0 N (ml) CH3COOH (mL) C2H5OH (mL) 1 4.0 1.0 5.0 2 3.0 2.0 5.0 III 3 2.0 3.0 5.0 4 1.0 4.0 5.0

Se procedió a tomar una cantidad de cada muestra y se tomó los datos del volumen de NaOH necesario para su titulación. N° Mezcla VMezcla (mL) VNaOH (mL) 1 2.00 8.65 2 2.10 14.85 3 2.05 20.65 4 2.00 25.95

CH 3COOH (ac)  C2 H 5OH (ac)  CH 3COOC2 H 5( ac )  H 2O( l )

4. TRATAMIENTO DE DATOS Primera muestra:

CH 3COOH  C2 H 5OH   CH 3COOC2 H 5  H 2O 0.01728

0.0856087

-

0.209

-x

+x

+x

0.0856087-x

x

-x (0.01728-x) Luego de la titulación:

Vac x[acido]  VNaOH x[ NaOH ] 2 x[acido]  8.65 x0.5 [acido]  2.1625M Hallando número de moles de ácido total:

nacido  [acido]xVac nacido  2.1625 x(10 x103 ) nacido  0.021625 Luego:

nacido  nCH 3COOH  nHCl 0.021625  (0.01728  x)  0.012 x  7.655x103 Finalmente hallaremos la constante de equilibrio de la reacción dada:

(0.209+x)

K eq1  K eq1 

nH 2O xnCH 3COOC2 H 5 nCH 3COOH xnC2 H 5OH (0.209  0.007655) x(0.007655) (0.0856087  0.007655) x(0.01728  0.007655)

K eq1  2.21043 Segunda muestra:

CH 3COOH  C2 H 5OH   CH 3COOC2 H 5  H 2O 0.034573 -x (0.034573-x)

0.0856087 -x 0.0856087-x

-

0.15675

+x

+x

x

Luego de la titulación:

Vac x[acido]  VNaOH x[ NaOH ] 2.1x[acido]  14.85 x0.5 [acido]  3.54762M Hallando número de moles de ácido total:

nacido  [acido]xVac nacido  3.54762 x (10 x103 ) nacido  0.0354762

(0.15675+x)

Luego:

nacido  nCH 3COOH  nHCl 0.0354762  (0.034573  x)  0.009 x  8.0968x103 Finalmente hallaremos la constante de equilibrio de la reacción dada:

K eq 2  K eq 2 

nH 2O xnCH3COOC2 H5 nCH3COOH xnC2 H5OH (0.15675  0.0080968) x(0.0080968) (0.0856087  0.0080968) x(0.034573  0.0080968)

K eq 2  0.65038

Tercera muestra:

CH 3COOH  C2 H 5OH   CH 3COOC2 H 5  H 2O 0.05186 -x (0.05186-x)

0.0856087

-

-x

+x

0.0856087-x

x

0.1045 +x (0.1045+x)

Luego de la titulación:

Vac x[acido]  VNaOH x[ NaOH ] 2.05 x[acido]  20.675 x0.5 [acido]  5.042683M Hallando numero de moles de acido total:

nacido  [acido]xVac nacido  5.042683x(10 x10 3 ) nacido  0.05042683 Luego:

nacido  nCH 3COOH  nHCl 0.05042683  (0.05186  x)  0.006 x  7.43317 x103

Finalmente hallaremos la constante de equilibrio de la reacción dada:

K eq 3  K eq 3 

nH 2O xnCH 3COOC2 H5 nCH3COOH xnC2 H5OH (0.1045  0.00743317) x(0.00743317) (0.0856087  0.00743317) x(0.05186  0.00743317)

K eq 3  0.2395604 Cuarta muestra:

CH 3COOH  C2 H 5OH   CH 3COOC2 H 5  H 2O 0.0691467

0.0856087

-x

-x

(0.0691467-x)

0.0856087-x

+x

+x x

Luego de la titulación:

Vac x[acido]  VNaOH x[ NaOH ] 2 x[acido]  25.95 x0.5 [acido]  6.5M Hallando número de moles de ácido total:

0.05225 (0.05225+x)

nacido  [acido]xVac nacido  6.5 x (10 x103 ) nacido  0.065 Luego:

nacido  nCH 3COOH  nHCl 0.065  (0.0691467  x)  0.003 x  7.1467 x103 Finalmente hallaremos la constante de equilibrio de la reacción dada:

K eq 4  K eq 4 

nH 2O xnCH3COOC2 H5 nCH3COOH xnC2 H5OH (0.0522  0.0071467) x(0.0071467) (0.0856087  0.0071467) x(0.0691467  0.0071467) K eq4 =0.087186

5. Discusión de Resultados 





En nuestro caso, nuestros valores se encuentran por debajo del valor estimado debido a que el tiempo de reacción en el laboratorio es mucho menor al necesario para que logre alcanzar el equilibrio; es decir, los reactantes aún no terminaron de reaccionar provocando una disminución en el valor de la constante de equilibrio. Sabemos que por principio de Le-Chatelier, en una reacción exotérmica al incrementar la temperatura, la tendencia de la reacción debe desplazarse hacia la izquierda, al disminuir la temperatura a constante tenderá a subir; en nuestra experiencia hemos tomado como referencia la constante de equilibrio a 100°C cuyo valor es 4, por lo que se debería estimar un valor mayor a la constante ya mencionada. Otro factor que nos conduce a nuestro resultado es que la cantidad del catalizador (HCl) va disminuyendo en cada muestra hecha y a la vez nuestra constante de equilibrio también disminuye en cada una de ellas.



Si bien el ácido clorhídrico (HCl) funcionaba como catalizador, era necesario tener en cuenta el volumen específico utilizado ya que este contenía moles de agua las cuales eran necesarias ser contabilizadas en el inicio de la reacción. Además, este no participaba en la reacción pero sus moléculas eran necesarias ser contabilizadas en el proceso de titulación.

6. Conclusiones 

 

En nuestra reacción es conveniente usar un catalizador ya que nos reduciría el tiempo en que nuestra sistema llegue al equilibrio .Por lo estimado esta reacción llega al equilibrio en una semana aproximadamente. En esta reacción el número de moles no varía, por eso la constante de equilibrio se puede expresar por medio del número de moles de los productos y reactantes. En la mayoría de casos se desprecia la cantidad de agua formada en la reacción debido a su insignificancia frente a la cantidad de agua que se tiene como disolvente; pero este no es el caso debido a que se está trabajando con sustancias puras.

7. Bibliografía   

Chang, R. “Química” 2010 Mc Graw Hill 10ma ed. pp. 621-622 Guerasimov, “Curso de Químico Física Tomo 1” ed. Mir 1971 pp. 289-290 Perry, ‘’Manual del Ingeniero Quimico’’ .ed Mac Graw Hill.

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