TECNOLÓGICO NACIONAL DE MÉXICO

INSTITUTO TECNOLÓGICO DE PACHUCA

INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO INTEGRAL II

INFORME

PRÁCTICA

DESPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

INTEGRANTES DEL EQUIPO:

BADILLO HERNANDEZ LAURA ITZEL

JIMENEZ CRUZ MISAEL

HERNANDEZ CRUZ MAYRA DIANE

PEREZ MARTINEZ ITZEL

PROFESOR: RUBEN VAZQUEZ ZÚÑIGA

28 DE OCTUBRE DEL 2015

Índice

JUSTIFICACIÓN__________________________________________________________

1

HIPÓTESIS___________________________________________________________

1

INTRODUCCIÓN_

1__

MARCO TEÓRICO_________________________________________________________

_2

MATERIAL Y EQUIPO

3

PROCEDIMIENTO

4

CÁLCULOS

5

RESULTADOS

6

CUESTIONARIO

7

CONCLUSIÓN

7

BIBLIOGRAFÍA

7

JUSTIFICACIÓN

Todas las reacciones químicas son en realidad sistemas en equilibrio dinámico, que a veces se desplazan por completo en un determinado sentido, es decir, aparecen como irreversibles debido a las condiciones en que se realizan. No obstante, se puede actuar sobre estas reacciones de modo que se invierta el proceso, aunque este efecto sea difícil de conseguir y apreciar en algunas reacciones que se consideran comúnmente irreversibles.

Ya sabemos que toda reacción química reversible tiende a un equilibrio en que las velocidades de reacción directa e inversa son iguales.

HIPÓTESIS

determinar el desplazamiento del equilibrio químico en el sistema esterificación–saponificación por remoción continua de los productos.

INTRODUCCIÓN

Es el estado al que se llega al final de cualquier sistema químico. La expresión matemática que representa al Equilibrio Químico, se conoce como Ley de Acción de Masas y se enuncia como: La relación del producto de las actividades ( actividad igual a concentración en soluciones diluídas) elevadas los coeficientes estequiométricos en la reacción de productos y reactivos permanece constante al equilibrio.

Principio de Le Chatelier:Un sistema, sometido a un cambio, se ajusta el sistema de tal manera que se cancela parcialmente el cambio.

Factores que influyen en la reacción: Concentración Presión Temperatura

El Principio de Le Chatelier se puede enunciar de la siguiente manera: Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la contentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

Basándonos en el Principio de Le Chatelier, vamos a ver los efectos que producen distintos factores externos sobre un sistema en equilibrio.

Cambios en la temperatura

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.

Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

MARCO TEÓRICO

Si la temperatura o composición de un sistema en equilibrio se modifica la composición del equilibrio puede variar. El principio de Le Chatelier establece que en un sistema en equilibrio, un cambio de una de las variables que determinan el equilibrio, desplaza el equilibrio en la dirección que tiende a contrarrestar el cambio de esa variable.

Factores que afectan el equilibrio químico

Concentración

Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará hacia el lado de la ecuación que ha sido afectado, en cambio, si se aumenta la concentración, el equilibrio se desplazará hacia el lado contrario de la adición. Por ejemplo:

H2 (g) + I2(g) ←→ 2 HI(g)

(Ésta se desplaza hacia la izquierda para de la misma forma disminuir la acción y equilibrar la ecuación)

Cambio de temperatura

Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplazará en el sentido que absorba el calor aplicado.

Hay dos tipos de variación con la Temperatura:

Exotérmica: que es aquella que libera o desprende calor. Por ejemplo:

A + B ←→ C + D + Calor

En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habrá un desplazamiento del equilibrio hacia los reactivos, ← y será hacia los productos si se disminuye. →

Endotérmica: Es aquella que absorbe el calor. Por ejemplo:

A + B + Calor ←→ C + D

En este otro caso, se aprecia que al disminuir la temperatura afecta visiblemente a los reactivos produciéndose un desplazamiento del equilibrio hacia estos.← En cambio si aumentamos la temperatura se verá que el equilibrio se irá hacia los productos. →

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.

Cambio de presión

El aumento de la presión de todo el sistema hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos. 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.

MATERIAL Y EQUIPO

1 Espátula 1 Pipeta graduada de 10ml. 1 Matraz de destilación simple 1 Pinzas para bureta 1 Pinzas de doble nuez 1 Perilla 1 Refrigerante de rosario 1 Vaso de precipitado de 600ml. 1 Parrilla eléctrica 1 Piceta 1 soporte universal 1 Probeta de 10ml. 3 o 4 Perlas de ebullición

SUSTANCIAS

Alcohol n-amílico Ácido acético Ácido sulfúrico concentrado

SUSTANCIAS CANTIDADÁcido acético 8 mlAlcohol n-amílicoSolución de hidróxido de sodio 10MSolución de cloruro de sodio 4.4 M

14 ml15 ml25ml

Ácido sulfúrico concentrado, Hielo

PROCEDIMIENTODesplazamiento del equilibrio químico

Esterificación es catálisis acida

Mezclar en un matraz de destilación

Agitar el contenido para tener una mezcla completa

A continuación comience a calentar hasta llevarlo a punto de ebullición

Permita que el reflujo sea constante y uniforme

Una vez que se tenga el reflujo vacíe el

agua contenida en el brazo lateral en una probeta y registre la

cantidad

Agite y filtre usando un embudo buckner

CÁLCULOS

Volumen de agua producida registrada experimentalmente: 2.8ml

Calcular termodinámicamente la constante de equilibrio y teóricamente calcular la generación de agua considerando que la reacción es irreversible.

CH3-(CH2)3-CH2OH + CH3COOH CH3COO (CH2)4CH3 + H2O

PM 88.15 60.053 130.188 18.015g 11.48 7.8209 16.955 2.346

ρ alcohol = 0.8247 g/mlm= (0.82 g/ml)(14ml) = 11.48 g de alcohol n-amílicoρ CH3COOH= 1.06 g/mlm= (1.06g/ml)(8ml)=8.48 g de ácido acéticoReactivo limitante Alcohol Amílico 11.48 gramosReactivo en exceso Ácido Acético 8.48 gramosRe= 8.48g – 7.8809 =0.5991 gramos en exceso de CH3COOHCantidad de agua producida:(2.344g)/ (1 g/ml.) = 2.36 ml. de H2O

CH3-(CH2)3-CH2OH + CH3COOH CH3COO (CH2)4CH3 + H2O

PM 88.1 60.053 130.188 18.015g 11.4 7.8209 16.955 2.346g 12.4 8.5 18.416 2.55

%Conversión= (12.4/11.4) x 100= 108 %

Se utilizaron 14ml de alcohol amílico

alcohol amílico = 0.82 g/ml

PM alcohol amílico = 88.15 g/mol

m= V ¿ (14ml )(0.82 gml )=11.48 gn= gPM ¿ 11.48 g

88.15g /mol=0.13023mol

Se utilizaron 8ml de Ácido acético ácido acético =1.05 g/ml;

PM ácido acético = 60 g/mol

m= V ¿ (8ml )(1.05 gml )=8.4 gn= gPM

¿ 8.4 g60.05g /mol

=0.1398mol

x=8.4 g(18 g

mol)

60.05 g /mol=2.5179g

Por lo tanto el volumen sera de 2.5179 ml

El rendimiento químico (rendimiento de la reacción), es la cantidad de producto obtenido en una reacción química.

El rendimiento teórico o ideal de una reacción química debería ser el 100%, un valor que es imposible alcanzar en la mayoría de puestas experimentales. De acuerdo con Vogel, los rendimientos cercanos al 100% son denominados cuantitativos, los rendimientos sobre el 90% son denominados excelentes, los rendimientos sobre el 80% muy buenos, sobre el 70% son buenos, alrededor del 50% son regulares, y debajo del 40% son pobres.

RESULTADOS

Rendimiento teórico (100%) Volúmen = 2.5179 ml Volúmen experimental = 2.8 ml

Rendimiento(% )=(2.8)(100)2.5179

=111.2037%

VOLÚMEN (ml) Rendimiento

TEÓRICO 2.5179 100%

EXPERIMENTAL

2.8 111.20%

Los rendimientos parecen ser superiores al 100% cuando los productos son impuros. Esto se debe a las condiciones ambientales (humedad en el aire, restos de agua en el material que no se seco, etc.) que afectaron el cálculo experimental.

Los pasos de purificación siempre disminuyen el rendimiento, y los rendimientos reportados usualmente se refieren al rendimiento del producto final purificado.

CH3COOH H2OPM

60.05 18

G 8.4 X

CUESTIONARIO

1. ¿Qué establece el principio de le chatelier?

“La modificación de alguna de las condiciones que puede influir sobre el estado de equilibrio químico de un sistema, provoca una reacción en un sentido tal que tiende a producir una variación de sentido contrario de la condición exterior modificada”.

Es decir, un incremento de temperatura provoca una reacción que tiende a producir un descenso de temperatura, provocando una reacción con absorción de calor. Un aumento de presión produce una reacción tendente a producir una disminución de presión, es decir, una reacción con disminución del volumen”.

Nos dice que un sistema químico en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, temperatura, volumen, o la presión parcial, entonces el equilibrio se desplaza para contrarrestar el cambio impuesto.

2 En los experimentos realizados como se aplica el principio de Le Chatelier:

Al llevar acabo la práctica observamos que el principio de le chatelier es aplicado al momento de acelerar la reacción con el catalizador que utilizamos que fue el ácido sulfúrico.En este experimento al retirar los productos se forzó a que la reacción se llevara al 100% por lo que todos los reactivos se convirtieron en productos. Por lo que para alcanzar el equilibrio la reacción se desplazó de izquierda a derecha dado que los productos eran menores que los reactivos. Con esto aplicamos el principio de Le Chatelier, para poder explicar lo que sucedió en nuestra reacción.

3 Qué grado de conversión se obtuvo en la reacción? x=111.2037%

Existen muchos factores que influyen en la experimentación para que los resultados no sean los que uno espera, asumimos nuestro error al % de humedad en el ambiente y a los restos de refrigerante que se quedaron en el agua y matraz de destilación, otro y muy importante es el error humano, tal vez no medimos exactamente las cantidades de las soluciones que intervinieron en la reacción y también el error instrumental; es decir, que el instrumento que ocupamos para la medición nos haya dado una mala lectura de las cantidades que requeríamos, con ello hacemos referencia al desgaste natural o provocado por el mal uso.

CONCLUSIÓN

Podemos decir que la reacción se dio en un rango muy alto debido a los factores que influyen sobre la experimentación tales como la humedad y la contaminación de los materiales utilizado con una conversión del 104.34 % También nos pudimos dar cuenta que al separar los productos de la reacción se logró que esta se llevara al 100%. Con esto también pudimos comprobar que lo que establece el principio de Le Chatelier se lleva a cabo en una reacción.

BIBLIOGRAFÍA:

Introducción a la Termodinámica en Ingeniería Química. J.M. Smith. 7° Edición.

Manual del Ingeniero Químico, Tomo IRobert H. Perry. Séptima EdiciónEd. McGraw – Hill.

CASTELLAN, Gilbert (1996) “Fisicoquímica”Ed. Alhambra MexicanaCASTELLAN www.nist.gob