equillibrio homogéneo en fase líquida

PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚFacultad de Ciencias e IngenieríaSemestre 2010-1

LABORATORIO 3 DE FÍSICO-QUÍMICAEQUILIBRIO HOMOGÉNEO EN FASE LÍQUIDA

Alumnas responsables:Antonella Hadzich 20074328Brenda D’Acunha 20067205

II – Objetivos

General:Determinar la constante de equilibrio a 25°C de la siguiente reacción de esterificación:CH3COOH (l) + C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) + H2O (l)

Específico:Calcular la constante de equilibrio para cada uno de las mezclas a realizar en la sesión de laboratorio y la constante de equilibrio promedio de los datos hallados, y comparar los resultados con valores teóricos reportados en la literatura.

III - Fundamento teórico

Constante de equilibrio:

Dada la reacción: Aa + bB cC + dD

Se define K, la constante de equilibrio de la reacción, como:

K= (γC )c [ XC ]c ( γD )d [ XD ]d

(γ A )a [X A ]a ( γB )b [X B ]b

; Donde ϒ es el coeficiente de actividad y Xi la fracción molar del componente i.

Los coeficientes de actividad dependen de la fuerza iónica. A fuerza iónica baja, los coeficientes de actividad se aproximan a 1 y la constante de equilibrio termodinámico se aproxima a la constante de equilibrio en términos de concentración. En el actual laboratorio, se utilizan soluciones diluidas, cuyos coeficientes de actividad se aproximan a 1 por su baja fuerza iónica.

Si se invierte l dirección de la reacción, el valor de la nueva constante es simplemente el inverso del valor original de K.

Si “n” reacciones se suman, la nueva constante K es el producto de las “n” constantes individuales de equilibrio.

Análisis volumétrico:

La titulación es un tipo de análisis volumétrico mediante el cual se determina el punto final de una reacción y, por consiguiente, la concentración del analito en la muestra.

Una disolución valorante es una disolución de reactivo de concentración conocida, que se usa para realizar un análisis volumétrico. Una valoración se hace añadiendo lentamente la disolución valorante, desde una bureta u otro dispositivo volumétrico de medida, a una disolución de analito, hasta que la reacción entre las dos sea completa. El volumen gastado para llevar a cabo la valoración se determina por diferencia entre las lecturas final e inicial de la bureta. En base a este volumen, se calcula la concentración del analito en la muestra. Imagen 1

A veces se añade un indicador a la disolución del analito, con el fin de obtener un cambio físico observable en, o cerca del, punto de equivalencia. Cambios típicos son la aparición o desaparición de un color.

El punto de equivalencia es un punto en el que la cantidad de valorante añadida es exactamente la necesaria para que reaccione estequeométricamente con el analito. Este es el resultado ideal que se busca en una valoración, mas en realidad se mide en el proceso el punto final de reacción. La diferencia entre el punto final y el punto de equivalencia es el error de valoración.

Un patrón o estándar primario es un compuesto de elevada pureza que sirve como material de referencia en todos los métodos volumétricos. La exactitud de estos análisis depende de las propiedades de este compuesto.

IV – Parte Experimental

IV.1. Esquema de procedimiento:

Preparar 100mL de HCl 3M.En frascos de 50mL preparar

las mezclas requeridas.*

Dejar reposar por 1 semana , agitándolos de vez en

cuando.

Preparar 250mL de NaOH 0,5N y estandarizar con Biftalato de potasio (1g

aprox.) Usar fenolftaleína como indicador.

Estandarizar HCl (alícuotas de 2mL) con NaOH

estandarizado. Usar fenolftaleína como indicador.

Tomar alícuotas de 1mL de los frascos y estandarizar con

NaOH. Usar fenolftaleína como indicador

*Mezclas requeridas:Frasco 1: 5mL de HCl 3M + 5mL de Acetato de etiloFrasco 2: 5mL de HCl 3M + 3mL de Acetato de etilo + 2mL de AguaFrasco 3: 5mL de HCl 3M + 4mL de Etanol + 1mL de Acido acéticoFrasco 4: 5mL de HCl 3M + 2mL de Etanol + 3mL de Acido acéticoFrasco 5: 5mL de HCl 3M + 1mL de Acido acético + 4mL de Acetato de etiloFrasco 6: 5mL de HCl 3M + 1mL de Etanol + 4mL de Acetato de etilo

V. Datos

Constante de equilibrio, valor teórico:

CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)

K=4

Fuente: AGREDA, Victor y ZOELLER, Joseph. Acetic Acid and its derivates. Marcel Dekker, INC. Nueva York, 1993. pp. 271.

Preparación de NaOH 5N:0,125 mol de NaOH x 40 g/mol de NaOH= 5gPeso de NaOH = 4,96g.

Concentración del ácido acético concentrado: 16,845 MDensidad del HCl 3M: 1,124 g/cm3

Tabla 1.- Pesos del Biftalato, en gramos, utilizados en cada ensayo.

Peso Biftalato ensayo 1 1,0024 gPeso Biftalato ensayo 2 1,0006 g

Tabla 2.- Masa de sustancias utilizadas en la sesión 3 de laboratorio.

Sustancia Peso Molecula

r(g)

Densidad (g/ml)

Biftalato de potasio

203,23 -

NaOH 40,0 -HCl 36,46 1,124

Etanol 46,07 0,810Acido acético 60,05 1,05

Acetato de etilo 88,11 0,9025

Agua 18,02 1Tabla 3.- Cantidades de las mezclas para obtener el equilibrio

Frasco HCl 3M (mL)

Etanol (mL)

Ac. Acético (mL)

Acetato de etilo (mL)

Agua (mL)

1 5 5 2 5 3 23 5 4 1 4 5 2 3 5 5 1 4 6 5 1 4

Tabla 4.- Volumen gastado en la titulación.

Compuesto a estandarizar/Estándar Volumen Ensayos (mL) 1 2

NaOH - Biftalato de potasio 10,02 10,012mL HCl - NaOH 11,78 11,821mL AcOH - NaOH 34,6 34,351mL Frasco 1 - NaOH 9,5 9,61mL Frasco 2 - NaOH 8,0 8,11mL Frasco 3 - NaOH 4,5 4,61mL Frasco 4 - NaOH 5,5 5,31mL Frasco 5 - NaOH 8,0 8,051mL Frasco 6 - NaOH 7,9 8,02

VI – Cálculos

VI.1. Ensayo 1:

1. Estandarización de NaOH con Biftalato de Potasio:

nBiftalato de potasio=1,0024203,23

=4,93×10−3

Luego, tenemos que:nNaOH=nBiftalato de potasio

[ ]teóricaNaOH×V gastadoteórico NaOH=4,93×10−3

molesd ebiftalato

0,5molL

×Vgastado teórico

=4,93 x10−3

V gastadoteórico=9,86×10−3L

V gastadoreal=10,02×10−3 L

[ ]real NaOH=4,93×10−3mol10,02×10−3L

=0,492molL

2. Estandarización de HCl con NaOH:

nHCl=nNaOH

2mL×3M=0,492molNaOH×V teórico gastado NaOH

V teórico gastado=12,195mL

V real gastado=11,78mL

[ ]real HCl=0,492mol×11,78mL

2mL=2,89M

3. Estandarización del Ácido acético:

nAcOH=nNaOH

1mL×16,845=0,492mol de NaOH×V teóricogastado



[ ]real AcOH=0,492mol×34,6mL

1mL=17,02M

Cálculo de las moles de agua en HCl:

mHCl (ac )=magua+mHCl

magua=mHCl (ac )−mHCl

magua=V HCl (ac)× ρHCl (ac )−V HCl×[HCl ]× PM HCl

magua=5mL×1,124 gmL

−0,005×2,89×36,46

magua=5,093g

nagua=5,093 g

18,02g

mol

=0,2826molesde agua

Para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de agua será: n=0,02826

Número de moles de HCl en 5mL:

M= nV

2,89= n0,005

n=0,01445 moles de HCl

n=0,01445Moles de HCl para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de HCl será: n=1,445 x10−3

Titulación de las mezclas de los frascos:

Frasco 1:


nNaOH=nHCl+nAcOH

M= nV gastado deNaOH

0,492= n0,0095

n=4,674×10−3 Moles de NaOH

Entonces, nAcOH=3,22x 10−3

Moles de acetato de etilo presentes en la solución:

nacetatodeetilo=V acetato×ρacetatode etilo

PM

nacetatodeetil o=5mLacetato deetilo×0,9025 g/mL88,105 g/mol

=0,05moles iniciales

n=0,05Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=5 x10−3

Luego,CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)

Moles iniciales - - 0,005 0,02826

Moles de Rx. x x - -

Moles finales x x 0,005-x 0,02826-x

Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 3,22 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:

K=1,78 x10−3 x 0,02504

(3,22 x10−3 )2=4,29

Frasco 2:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,008





PM

nacetatodeetilo=3mLacetatode etilo×0,9025g /mL88,105g /mol


Para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=3,1x 10−3






K=(6,1 x10−4 ) x (0,03691)

(2,49x 10−3)2=3,63

Frasco 3:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0045



Moles de etanol presentes en la solución:

netanol=4mLetanol×0,810g /mL46,07 g/mol

=0,0703moles inici ales

n=0,0703Moles de etanol para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de etanol será: n=0,00703

Moles de ácido acético en la solución:

nácidoacétio=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol


n=0,0174Moles de ácido acético para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de ácido acético será: n=0,00174


Moles iniciales 0,00174 0,00703 - 0,02826

Moles de Rx. - - x x

Moles finales 0,00174 - x 0,00703 - x x 0,02826+x


K=(7,69 x10−4 ) (0,029)

(9,71x10−4 ) (6,261x 10−3)=3,67

Frasco 4:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0055





=0,035moles i niciales



nácidoacétio=3mLácidoacético×1,05g /mL60,5 g/mol




Moles iniciales 0,0052 0,0035 - 0,02826



Donde x = moles de ácido acético obtenidas =1,265 x 10-3; entonces la constate de equilibrio será:

K=(1,265 x 10−3 )(0,0295)

(3,935 x10−3 )(2,235 x10−3)=4,24

Frasco 5:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,008




nacetatodeetilo=4mLacetatodeetilo×0,9025 g /mL88,105 g /mol


n=0,041Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=0,0041






Moles iniciales 0,0017 - 0,0041 0,02826


Moles finales 0,0017 + x x 0,0041- x 0,02826-x


K=(1,605x 10−3 )(0,026)

(2,495 x 10−3 )(4,95x 10−3)=3,38

Frasco 6:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0079


Entonces, nAcOH=¿2,445 x 10-3




n=0,041Moles de acetato de etilo para 10mL de solución; para 1mL correspondiente a la alícuota, el número de moles de acetato de etilo será: n=0,0041






Moles iniciales - 0,0018 0,0041 0,02826


Moles finales x 0,0018+ x 0,0041- x 0,02826-x


K=(1,655 x10−3 ) (0,0258 )

(2,445 x 10−3 ) (4,245 x 10−3 )=4,11

VI.2. Ensayo 2:

1. Estandarización de NaOH con Biftalato de Potasio:

nBiftalato de potasio=1,0006203,23

=4,92×10−3

Luego, tenemos que:nNaOH=nBiftalato de potasio

[ ]teóricaNaOH×V gastadoteórico NaOH=4,92×10−3

moles debiftalato

0,5molL

×Vgastado teórico

=4,92 x10−3

V gastadot eórico=9,84×10−3L

V gastadoreal=10,01×10−3 L

[ ]real NaOH=4,92×10−3mol10,01×10−3L

=0,492molL

2. Estandarización de HCl con NaOH:

nHCl=nNaOH

2mL×3M=0,492molNaOH×V teórico gastado NaOH

V teórico gastado=12,195m


[ ]real HCl=0,492mol×11,82mL

2mL=2,91M

3. Estandarización del Ácido acético:

nAcOH=nNaOH

1mL×16,845=0,492mol deNaOH×V teórico gastado



[ ]real AcOH=0,492mol×34,35mL

1mL=16,90M

Titulación de las mezclas de los frascos:

Cálculo de las moles de agua en HCl:

mHCl (ac )=magua+mHCl

magua=mHCl (ac )−mHCl

magua=V HCl (ac)× ρHCl (ac )−V HCl×[HCl ]× PM HCl

magua=5mL×1,124 gmL

−0,005×2,91×36,46

magua=5,089g

nagua=5,089 g

18,02g

mol

=0,2824molesde agua

Para la alícuota de 1mL obtenemos que nagua= 0,02824

Número de moles de HCl en 5mL:

M= nV

2,91= n0,005

n=0,01455 Moles de HCl, para la alícuota de 1mL tomada, nHCl=0,001455

Frasco 1:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0096

n=4,7232×10−3 Moles de NaOH para la titulación.

Entonces, nAcOH=3,27×10−3



PM

nacetatodeetilo=5mLacetatode etilo×

0,9025 gmL

88,105 gmol

=0,05moles iniciales. Para la alícuota tomada,

nacetatodeetilo=0,005moles

Luego,





Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 3,27×10−3; entonces la constate de equilibrio será:

K=1,73×10−3 x 0,025

3,27×10−32 =4,04

Frasco 2:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0081

n=3,9852×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=2,53×10−3



PM

nacetatodeetilo=3mLacetatode etilo×0,9025g /mL88,105g /mol

=0,031moles

Para la alícuota de 1mL, nacetatodeetilo=0,0031Luego,





Donde x = moles de ácido acético obtenidas =2,53×10−3 ; entonces la constate de equilibrio será:

K=5,7×10−4 x0,037

2,53×10−32 =3 ,27 volumen está muy bajo

Frasco 3: CH3COOH (ac) + CH3CH2OH (l) ↔ CH3COOC2H5 (ac) + H2O (l)

nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0046

n=2,2632×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=8,08 x10−4



=0,0703moles

Para una alícuota de 1mL, netanol=0,00703



=0,0174moles

Para la alícuota tomada, tenemos que:nácidoacétio=0,00174


Moles iniciales 0,00174 0,00703 - 0,02824



Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 8,08x10-4; entonces la constate de equilibrio será:

K=(8,08 x10−4 ) (0,029)

(8,08 x 10−4 )(0,00622)=4 ,66

Frasco 4:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,0056

n=2,75×10−3 Moles de NaOH Entonces, nAcOH=0,00129



=0,035moles

netanol=0,0035 paralaalícuota de1mLtomada .


nácidoacéti c o=3mLácido acético×1,05 g/mL60,5 g/mol

=0,052moles

nácidoacético=0,0052 paralaalícuota de1mL


Moles iniciales 0,0052 0,0035 - 0,02824



Donde x = moles de ácido acético obtenidas = 0,00129; entonces la constate de equilibrio será:

K=(0,00129 )(0,02837)

(0,0022 )(0,0039)=4 ,3

Frasco 5:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,00805




=0,041moles

Para la alícuota, nacetatodeetilo=0,0041moles iniciales


nácidoacéti c o=1mLácidoacético×1,05g /mL60,5g /mol


Para la alícuota, nácidoacético=0,0017


Moles iniciales 0,0017 - 0,0041 0,02824


Moles finales 0,0017 + x x 0,0041- x 0,02824-x

Donde x = moles de ácido acético obtenidas =0,0025; entonces la constate de equilibrio será:

K=(0 ,026 )(0 ,0016)

(0 ,0042 )(0,0025)=3,92

Frasco 6:


nNaOH=nHCl+nAcOH


0,492= n0,00802




=0,041moles

Para 1mL, nacetatodeetilo=0,0041



=0,018moles

Para 1mL, netanol=0,0018


Moles iniciales - 0,0018 0,0041 0,02824


Moles finales x 0,0018+ x 0,0041- x 0,02824-x

Donde x = moles de ácido acético obtenidas =0,0025; entonces la constate de equilibrio será:

K=(0,026 )(0,0016)

(0,0025 )(0,0043)=3,87

VIII. Resultados

Constante de equilibrio, KEnsayo 1 Ensayo 2

frascos Valor de k % error Valor de k % error1 4,29 4,042 3,63 3,273 3,67 4,664 4,24 4,305 3,38 3,926 4,11 3,87

Constante de equilibrio promedio:

Ensayo 1:K= 3,89 ± 0,38

Error: %Ensayo 2:

K=3,96 ± 0,31Error: %

IX – Referencias

HARRIS, Daniel. Análisis químico cuantitativo. 3ª edición. Editorial Reverté, S.A. Barcelona, España; 2007.pp. 100-101.

Ibídem, pp.153. MORILLO, J. Introducción al análisis volumétrico. Disponible en:

http://personal.us.es/jmorillo/exquimica2/invol.pdf. Fecha de consulta: 23 de abril de 2010.

Titulación, Imagen 1. Disponible en: http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/techniques/titration.html.

CRC Handbook of Chemistry and Physics. 87th Edition.

http://www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/techniques/titration.html

http://personal.us.es/jmorillo/exquimica2/invol.pdf

Discusión y observaciones:

En el proceso de titulación se utilizó como indicador a la fenolftaleína, que puede medir pH que van desde 8-12, tornando la solucion de un color rosa al alcanzar el punto final o de equivalencia. Al añadir la solución valorante gota a gota puede que una mínima cantidad cambie bruscamente la tonalidad, de manera que obtenemos una coloración rosa oscuro, en vez de un rosa pálido, color que nos da un valor bastante cercano al punto de equilibrio real. Esto aumenta el error de manera significatia. Cabe resaltar, que la manipulacion del instrumento es muy importante ya que se debe controlar la rapidez con la que caen las gotas.

Para poder estandarizar el NaOH se debe pesar con exactitud la masa el biftalato de potasio, en una balanza analítica que tenga la mayor cantidad de cifras significativas para minimizar el error, en nuestro caso fue posible pesar valores bastante cercanos a 1, por lo que no se tuvieron problemas con este reactivo.

En el caso del HCl, obtuvimos que la concentración verdadera era más baja a la real, ya que al momento de preparar la solución, el enrase no se realizó correctamente, esto afecto también al equilibrio presente en cada uno de los frascos y llevó a un aumento del error.

Otra fuente de error fue la medición del volumen gastado para la titulacion de las muestras con NaOH. Puede que pequeñas burbujas se hayan quedado suspendidas en la bureta, de manera que obtenemos una lectura errónea del volumen (mayor). Se utilizaron 2 buretas para la titulacion de los frascos, una para el ensayo 1, y otra para el ensayo 2. La bureta utilizada para el ensayo 2 nos permitia medir con mas exactitud los valores del volumen, ya que poseia dos decimales, sin embargo, era mas dificil realizar la lectura de volumen porque tenía dos meniscos. Además, está el error inherente de los instrumentos.

A pesar de estos errores, los valores finales de la constante de equilibrio hallados se asemejan al valor teórico hallado en la bibliografía. Asimismo, se puede observar que el error promedio para ambos ensayos es inferior al 8%, lo que indica que el experimento fue llevado a cabo de una manera aceptable.

Conclusiones:

A pesar de estos errores, los valores finales de la constante de equilibrio hallados se asemejan al valor teórico hallado en la bibliografía. Asimismo, se puede observar que el error promedio para ambos ensayos es inferior al 8%, lo que indica que el experimento fue llevado a cabo de una manera aceptable.

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