Quimica industrial P5
Enviado por Rodrigozerauj • 9 de Febrero de 2016 • Práctica o problema • 1.265 Palabras (6 Páginas) • 239 Visitas
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Práctica 5
Equilibrio químico
Objetivos
- 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.
Consideraciones teóricas
El equilibrio es un estado en el que no se observan cambios conforme el tiempo transcurre. Cuando una reacción química llega al estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema.
El equilibrio químico se alcanza cuando las rapideces de las reacciones en un sentido y en otro se igualan, y las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes.
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.
Este fenómeno puede ser generalizado con la siguiente reacción al equilibrio:
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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:
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donde K es la constante de equilibrio. La ecuación es la expresión matemática de la ley de acción de masas, propuesta por los químicos noruegos 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 (la constante de equilibrio).
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 (es decir, K >> 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 (es decir, K<< 1), el equilibrio se desplazará a la izquierda y favorecerá a los reactivos.
El término equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en las que todas las especies reactivas se encuentran en la misma fase.
Kc indica que las concentraciones de las especies reactivas se expresan en molaridad o moles por litro; Kp indica que las concentraciones en el equilibrio están 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 simple entre Kc y Kp como sigue:
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donde a y b son los coeficientes estequiométricos. La constante de equilibrio Kc está dada
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y la expresión para KP es
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Al sustituir estas relaciones obtenemos
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Δn = b – a
= moles de productos gaseosos – moles de reactivos gaseosos
Como las presiones suelen expresarse en atm, la constante de los gases R es 0.0821L atm/K*mol, y la expresión que relaciona Kp y Kc es Kp = Kc(0.0821T[pic 14]
Principio de Le Chatelier
El principio de Le Chatelier establece que si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.
Material y equipo
Idéntico al manual de química industrial, página 46.
Reactivos
- Ácido acético [pic 15]
- Alcohol etílico [pic 16]
- Solución de hidróxido de sodio [pic 17]
- Ácido sulfúrico conc. [pic 18]
- Indicador de fenolftaleína
- Agua destilada
Desarrollo experimental
Idéntico al manual de química industrial, páginas 46 y 47.
Observaciones
Las variantes presentadas con respecto al manual fueron en el punto 4, 6 y 7.
En el punto 4 y 7 se agregaron a los matraces Erlenmeyer 20 mL de agua destilada en lugar de los 25 mL que indica el manual. Mientras que en el punto 6, la alícuota medida fue de 5 mL en lugar de los 10 mL que propone el manual.
Datos experimentales
Volumen de 1M para titular el ácido sulfúrico [pic 19] | 18,8 mL |
Volumen de 1M para titular la alícuota de la mezcla [pic 20] | 16,6 mL |
Cálculos
- Numero de moles iniciales de cada reactivo
n ácido = (masa en gramos / PM ácido)
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n alcohol = (masa en gramos / PM ácido)
[pic 22]
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[pic 24] | 0,5 | 0,55 | -------- | -------- |
[pic 25] | X | x | -------- | -------- |
[pic 26] | -------- | --------- | x | x |
[pic 27] | 0,5-x | 0,55-x | x | x |
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- Número de moles de ácido acético que no reacciono (remanente)
Volumen total (mL)
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61,1 mL
Titulación en blanco
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