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MANUAL DE PRÁCTICAS DE
TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO
QUÍMICO
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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas
DEPARTAMENTO DE INGENIERIA QUIMICA INDUSTRIAL
MANUAL DE PRÁCTICAS
LABORATORIO DE:
TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
3
INDICE
INTRODUCCIÓN……………………………………………………………………………….. 3
ASPECTOS GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO……………….…. 4REGLAS ESPECÍFICAS PARA EL USO DE REACTIVOS……………………………..……. 7NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD ………………..………………………………….. 8FORMATO DE REPORTES DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO…………………………. 10
PRÁCTICA 1: EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO…………………………………………… 11
PRÁCTICA 2: EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO…………………………………… 21
PRÁCTICA 3: EQUILIBRIO QUÍMICO SIMULTÁNEO…………………………………… 29
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
4
INTRODUCCIÓN
El curso se desarrolla en el laboratorio de Termodinámica del Equilibrio Químico de la Escuela Superior de Ingeniería Química e Industrias Extractivas. Durante el desarrollo del curso se realizarán prácticas experimentales sobre fenómenos químicos y fisicoquímicos acudiendo a herramientas matemáticas para la resolución de los problemas que cada experiencia demanda.
En cada práctica el estudiante aplicará de forma ordenada, las leyes que rigen los fenómenos estudiadas y conocidas de manera teórica que hacen evidentes las propiedades. Aplica los lineamientos establecidos en los procedimientos y con iniciativa propia deriva otros.
La interpretación objetiva de los resultados le permitirá realizar informes técnicos que describan los experimentos realizados en el laboratorio. Cualquier duda que surja durante el desarrollo de las prácticas se debe consultar con el profesor en turno, al que debe comunicarse cualquier accidente que se produzca por pequeño que parezca.
Antes de ingresar al laboratorio se debe estudiar el fundamento de la práctica correspondiente y las instrucciones para realizarla, aclarando cualquier duda con la ayuda de los libros de texto de que se disponga. En este escrito, al final de cada práctica hay un conjunto de conceptos fundamentales referidos a dicha práctica, los cuales deben ser contestados y entregados antes de dar inicio a cada trabajo práctico respectivo. Así mismo se piden algunos datos importantes para poder realizar los cálculos correspondientes a dicha práctica, los cuales deberán buscar como tarea.
Hay que destacar que en el laboratorio se utilizan continuamente sustancias peligrosas y por lo tanto, nuestra seguridad y la de nuestros compañeros dependen de la atención que pongamos en nuestro trabajo, debiendo conocer los riesgos específicos de cada reactivo, así como las medidas de protección o prevención aplicables a dichos riesgos.
NOTA: La realización de las prácticas es obligatoria para poder aprobar la asignatura.
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ASPECTOS GENERALES PARA EL TRABAJO EN EL LABORATORIO.
1 Asistencia, puntualidad y manuales
- Es obligatorio presentarse puntualmente a la hora de inicio del laboratorio. Un margen de 10 minutos permitirá no ser tomado como NO asistente. Transcurrido ese tiempo, se cerrará la puerta. La práctica se anulará de forma total.- El máximo de inasistencias permitidas será una solamente, después de ésta quedará automáticamente fuera de participación del curso.- Aunque según el inciso anterior se acepte la inasistencia, no se permitirá la reposición de la práctica.- Cada grupo de trabajo deberá contar como mínimo con un ejemplar del Manual del Laboratorio debidamente encuadernado o empastado. No se permitirá el uso de hojas sueltas.- Cada estudiante entregará a su instructor los siguientes documentos con todos los campos llenos:
i. Reporte de la práctica anterior, excepto si la entrega estuviera programada para otra fecha.ii. Otros documentos que su entrega estuviese programada para ese día.
- La entrega de estos documentos será únicamente al inicio de la práctica y por ninguna razón se recibirán en otro horario.- El formato y las especificaciones de los documentos solicitados se describirán en el “Título” correspondiente del documento.
2 Vestimenta y accesorios
- El participante deberá tener puesta una bata de laboratorio de su talla en buenas condiciones, las batas de algodón se prefieren a las de tejido sintético.- Gafas de laboratorio, zapatos de seguridad son de extrema importancia.- Papel toalla, franela y accesorios solicitados por el profesor (jeringas, propipetas, etc.)- Por razones de seguridad en el trabajo, no se admitirá la participación de señoritas con falda o vestido, cabello suelto, joyas y accesorios.- Atuendos no adecuados a las actividades de laboratorio impedirán el acceso. No se permitirá el uso de gorra.
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3 Pertenencias personales
- Al entrar al laboratorio el estudiante colocará sus pertenencias personales en el mueble acondicionado para el efecto. (El laboratorio no se hará responsable por la pérdida total o parcial de los objetos depositados en lugar respectivo).- Mantener únicamente en la mesa de trabajo los materiales de laboratorio necesarios para realizar la práctica.
4 Normas generales de cumplimiento obligatorio
- La ubicación de los grupos de trabajo para la realización de las prácticas será en su mesa correspondiente (según se lo haya establecido el profesor).- Por razones de seguridad y prevención de accidentes las áreas de pasillo deberán estar totalmente desocupadas para el libre paso de personas dentro del laboratorio.- No será permitido realizar cualquier clase de práctica o experiencia no autorizada por el profesor del laboratorio.-. El estudiante deberá trabajar con limpieza, orden y responsabilidad. Por lo que el lugar de trabajo deberá permanecer antes, durante y después de la experiencia, limpio y ordenado. Se recomienda mantener en el área de trabajo únicamente lo indispensable.-. No se permitirá salir del laboratorio en el transcurso de la práctica sin causa justificada.-. Las visitas durante la realización de las prácticas no serán permitidas.-. El uso de celulares u otro tipo de equipo de comunicación electrónica no será permitido.-. El comportamiento inapropiado podrá generar la expulsión de la práctica, tomándose ésta como inasistencia. Se recomienda consultar sus dudas con el encargado del laboratorio.
Realizar un buen TRABAJO EN EQUIPO.
5 Cristalería y equipo
- Cada equipo solicitará la cristalería y dispositivo que necesite para la realización de su respectiva práctica con una Hoja de Responsabilidad.- Por medio de esta hoja el equipo se hará responsable de todo lo que esté escrito en ella, devolviendo lo que se recibió en las mismas condiciones.
Se realizarán 2 revisiones de cristalería:i. La primera será después de haber cerrado el mueble de cristaleríaii. La segunda al finalizar la práctica de cada grupo.
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- El equipo responsable deberá entregar debidamente limpia y seca la cristalería utilizada al finalizar su práctica.- Cuando uno o varios estudiantes causen daño total o parcial de la cristalería y/o dispositivo del cual se hicieron responsables, llenarán un formulario en el cual se comprometen a reponer la cristalería y/o dispositivo dañado en un plazo máximo de 10 días hábiles, de lo contrario no podrán ingresar al laboratorio. Asimismo, esta responsabilidad concluirá al momento de cumplir su compromiso.
6 Uso de Reactivos sólidos
- Dirigirse a tomar la cantidad de reactivo sólido que requieran en el área de balanzas según la Hoja de Cálculo Reactivos previamente preparada.-. El procedimiento para el pesado de reactivos sólidos, se realizará de la siguiente manera:
i. Se colocará sobre la balanza un pedazo de papel mantequilla y sobre él la cantidad de reactivo que se necesite.ii. Luego de esto, inmediatamente se trasvasará a un vaso de precipitado.iii. Dejar el envase del reactivo bien cerrado.
- Para evitar errores, desperdicios y/o accidentes, no se permitirá que los estudiantes se trasladen del área de balanzas a su lugar de trabajo con reactivos colocados únicamente en papel mantequilla.- El número máximo de personas en el área de balanzas será de 2 (1 por equipo), si hubiesen más interesados deberán esperar su turno.
7. Uso de Reactivos líquidos
- Dirigirse a tomar la cantidad de reactivo líquido que requieran en la campana de extracción según la Hoja de Cálculo Reactivos previamente preparada.- En el caso de preparar una solución de un reactivo a una concentración determinada se deberá seguir el siguiente procedimiento:
i. Buscar cuidadosamente en el interior de la campana de extracción una solución similar o igual a preparar.ii. Confirmar que no se posee la solución para proceder a prepararla.
- El procedimiento para la medición de reactivos líquidos es el siguiente:i. Se verterá del envase original el volumen aproximado que se necesite en un vaso de precipitado o en un frasco de vidrio más pequeño con tapadera.ii. Etiquetar correctamente el vaso de precipitado o frasco pequeño.iii. Hasta este momento se podrá pipetear el volumen exacto a utilizar del frasco pequeño. De ninguna manera deberá pipetear directamente del envase original.iv. Finalmente se deberá tapar el frasco pequeño si queda algún volumen significante de reactivo.
- La medición de reactivos líquidos volátiles deberá realizarse en la campana de extracción.- El número máximo de personas en la campana de extracción es 1, por lo tanto los demás que necesiten utilizarla deberán esperar su turno.
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REGLAS ESPECÍFICAS PARA EL USO DE REACTIVOS
1. Cumplir con todas las medidas de protección y seguridad entre las que se encuentran:- Utilizar bata de laboratorio.- Utilizar lentes de seguridad.- Utilizar mascarilla de seguridad para vapores cuando así se requiera.- No usar lentes de contacto durante el desarrollo de algún experimento que
intervenga sustancias volátiles o peligrosas.- Evitar que se derramen los reactivos sobre la mesa de trabajo.- Investigar la peligrosidad de cada uno de los reactivos a utilizar en cada práctica
para minimizar los riesgos.- Evitar utilizar mas reactivo del necesario.- Evitar pipetear reactivo de su envase original (evitar contaminaciones, en tal caso
vaciar el reactivo necesario en un vaso de precipitado).- Manipular las sustancias volátiles, inflamables y explosivas en la campana de
extracción o en su defecto en un lugar ventilado.- Nunca adicione agua sobre un acido concentrado. Para diluir ácidos, estos deben
agregarse poco a poco al agua y agitar constantemente, de lo contrario el calor que se desprende en la reacción puede proyectarse el ácido.
- No pipetear con la boca.- No portar anillos, joyas y otras prendas que puedan afectarse por contacto con
ácidos u otros reactivos.- Informar al profesor en turno cuando haya ocurrido un accidente o incidente durante
la práctica.- Antes de utilizar un producto, hay que asegurarse bien de que efectivamente es el
que nos interesa.- No separe nunca un tapón de su correspondiente frasco para evitar confusiones y la
consiguiente contaminación de los productos.- Después de cada operación, debe limpiar bien el material con agua y detergente y,
una vez terminada la práctica, es obligatorio dejar el lugar de trabajo perfectamente limpio.
- No hay que introducir pipetas, varillas de vidrio ni cualquier otro objeto en los frascos de los reactivos, salvo que se le indique específicamente. Ello puede producir la contaminación de los productos.
- Los ácidos y bases fuertes concentradas deben manejarse con precaución, ya que pueden producirse proyecciones de líquido con peligro de quemaduras peligrosas.
- Nunca caliente líquidos inflamables directamente en una placa.- No deben olerse directamente los vapores desprendidos en algún proceso, ni probar
algún producto.- No manipule algún producto químico directamente con las manos.
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NORMAS GENERALES DE SEGURIDAD
- Localizarán los dispositivos de seguridad más próximos en el laboratorio.- Será obligación de cada estudiante leer las etiquetas de seguridad, informarse sobre las medidas básicas de seguridad y prestar atención a las medidas específicas de seguridad.- Siempre se utilizará bata y lentes dentro del laboratorio. Cuando sea necesario se utilizarán guantes de nitrilo y mascarilla de seguridad.- Por razones de higiene cada estudiante deberá lavarse las manos siempre al iniciar y finalizar una experiencia en el laboratorio.- Al derramar un producto, este deberá ser recogido inmediatamente.- Está totalmente prohibido comer, fumar, jugar, beber y tener comportamientos que se califiquen de inadecuados dentro del laboratorio.- En caso de accidente, el estudiante deberá avisar inmediatamente al catedrático.- Desde el primer día de ingreso al laboratorio, el estudiante deberá darle al profesor su hoja del seguro médico debidamente sellado y requisitado, y el alumno que lo considere necesario deberá realizar una hoja en la cual especifique claramente:
i. Tipo de medicamento que toma periódicamente o en casos de emergencia.ii. Si padece de alguna enfermedad crónica o sufre de crisis periódicas.iii. Si tiene tratamiento médico especial. Indicar a quien avisar.iv. Padecimiento de alergias a determinados compuestos químicos.v. En caso que el estudiante tome algún medicamento, ya sea periódicamente o el día de la práctica, estará obligado a investigar si existe interacción entre los reactivos a utilizar y los medicamentos ingeridos. En caso que lo anterior fuera positivo deberá notificar al catedrático titular responsable para que se tomen las medidas pertinentes.
- El estudiante al ingresar al laboratorio, antes de realizar la práctica correspondiente deberá comprometerse a conocer perfectamente las toxicidades de todos los reactivos que manipulará (Hoja de Seguridad), así como sus antídotos, manejo, peligros y forma de desecho de los mismos.- Cualquier accidente causado por una mala utilización de los reactivos y/o equipo, será visto y sancionado como negligencia por parte del estudiante. La sanción dependerá de la gravedad del accidente, pudiendo ser hasta la expulsión del curso.
Precauciones específicas en la manipulación del vidrio- Para insertar tubos de vidrio en tapones, se deberá humedecer el tubo y el agujero con agua o silicona protegiendo las manos con guantes apropiados. No es recomendable forzar un tubo de vidrio. En caso de ruptura, existe peligro de cortarse.b. El vidrio caliente deberá dejarse que enfríe para utilizarlo. Si tiene dudas de su temperatura, use pinzas, tenazas o guantes apropiados para su manipulación.
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c. Se depositará el material de vidrio roto en su contenedor exclusivo. No es recomendable usar equipo de vidrio que esté agrietado o roto.
Precauciones específicas en la manipulación de reactivos químicos- Los productos químicos son peligrosos por sus propiedades tóxicas, corrosivas, inflamables o explosivas. Muchos reactivos, particularmente los disolventes orgánicos, arden en presencia de una llama. Otros explotan con el calor.- Si se usa una fuente intensa de calor, se alejará de ésta los envases de reactivos químicos.- No se inhalarán los vapores de productos químicos ni se olerán envases directamente.- Se trabajará en una campana extractora siempre que se use sustancias volátiles. Si aun así se produjera una concentración excesiva de vapores en el laboratorio, se abrirán inmediatamente las ventanas y se encenderá el extractor externo.- Está terminantemente prohibido pipetear reactivos directamente con la boca. Se usará siempre un dispositivo especial para pipetear líquidos.- El envenenamiento o intoxicación puede ser a través de la piel. Se evitará el contacto de estos productos químicos, usando guantes de un sólo uso.
Precauciones especiales en el transporte de reactivos- No se transportará innecesariamente los reactivos de un sitio a otro del laboratorio.- Las botellas se transportarán sujetándolas del cuello con una mano y apoyándolas por el fondo con la otra. Nunca del tapón.
Riesgo eléctrico- Para evitar descargas eléctricas accidentales, deberá seguirse las instrucciones de funcionamiento y manipulación de los equipos.- No se enchufará un equipo sin toma de tierra o con los cables o conexiones en mal estado.- Nunca se manipularán los circuitos de los aparatos y equipos.
Generalidades de los residuos- Las medidas de seguridad no terminarán al finalizar la práctica experimental.- La disposición final de los residuos de las prácticas experimentales deberá realizarse de forma técnica, segura y lo menos contaminante posible.- El material de cristal roto se tirará en el recipiente acondicionado para este fin.- Los papeles y otros residuos sólidos se tirarán en el bote específico del laboratorio.
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FORMATO DE REPORTES DE PRÁCTICAS DE LABORATORIO
En equipo: 50% Carátula bien definida, destacando el título completo de la práctica y nombres de
alumnos que conforman el equipo, así como grado y grupo. Objetivos que se persiguen en la práctica y una breve relación de los pasos a seguir
para lograrlos (no tiene que ver con el desarrollo experimental) ejemplo: relación que se estudia, ecuación que se aplica, etapas de que consta el trabajo, no copiar los que vienen en la práctica.
Introducción (no copiar de la práctica ni de internet), máximo 3 cuartillas. Procedimiento experimental (diagramas con dibujos si son necesarios). Gráficas (si se piden o si son necesarias). Cálculos y resultados (los necesarios y bien desarrollados). Diagramas (si son necesarios). Observaciones (deben redactarse solo en los casos en los que se haya producido un
cambio significativo o dificultad en el desarrollo experimental, lo cual deberá tenerse en cuenta al elaborar las conclusiones).
Individual: 50% Conclusiones (tres conclusiones utilizando aproximadamente 1 cuartilla por las
tres)
IMPORTANTE las conclusiones deberán ser redactadas de manera individual por cada estudiante, lo
que permitirá al mismo realizar un análisis profundo de sus resultados. En las conclusiones deberá tocarse los siguientes puntos:(teniendo en cuenta las características propias de la práctica realizada).
a. Correspondencia de los resultados obtenidos con los esperados o con valores teóricos, si corresponden entre si, si son lógicos o no según e procedimiento realizado.
b. Información práctica o teórica que brindan estos resultados.c. Si quedó demostrado lo que se pretendía.d. Si los resultados no son apropiados, o no son los esperados, deben evaluarse las
posibles causas que provocan estos resultados.e. Las conclusiones deben estar escritas a mano, en tinta y letra clara, evitando
tachaduras y borrones o cualquier otra manifestación de descuido en su presentación.
f. Las conclusiones deberán ir al final del reporte en equipo y tener nombre y firma del alumno correspondiente.
NOTA: Se califica también la ortografía y redacción.
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PRÁCTICA 1EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO
ESTUDIO DE LA FORMACIÓN DEL COMPLEJO MONOTIOCIANATO FÉRRICO
POR ESPECTROFOTOMETRÍA
La espectrofotometría de ultravioleta-visible es una técnica de medición de concentración de masa de elementos y compuestos químicos, cuyo principio es la interacción entre la energía electromagnética con la materia. Se fundamenta en medir la radiación monocromática absorbida por un elemento ó molécula causante de desplazamientos electrónicos a capas superiores, estas transiciones determinan la región del espectro en la que tiene lugar la absorción.
La ley fundamental en la que se basan los métodos espectrofotométricos es la de Lambert y Beer en donde se propone que la absorbancia de una muestra a determinada longitud de onda depende de la cantidad de especie absorbente con la que se encuentra la luz al pasar por la muestra, explicando de forma matemática como la luz es absorbida por la materia.
La ley dice que tres fenómenos son responsables de disminuir la cantidad de luz después que ésta pasa por algún medio que absorba:
1. La cantidad o concentración de material que absorbe en el medio.2. La distancia que la luz tiene que viajar a través de la muestra conocido
comúnmente como trayecto óptico.
OBJETIVOS
Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbancia de una de las especies presentes en el equilibrio.
Conocer las condiciones de equilibrio iónico de la reacción. Utilizar la técnica espectrofotométrica y la ley de Lambert y Beer.
HIPÓTESIS
“La constante de equilibrio químico se puede determinar a partir de técnicas analíticas espectrofotométricas las cuales nos permiten determinar las concentraciones de los componentes de reacción”.
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3. Probabilidad de que el fotón de cierta longitud de onda sea absorbido por el material (coeficiente de absorción o de extinción molar del material)
La cantidad de radiación absorbida puede ser medida de diferentes maneras, como transmitancia y como absorbancia. La ley de Lambert y Beer se define como sigue:
A = ε b c …………………..(1)donde:
A = absorbanciaε = coeficiente de extinción molar -L mol-1 cm-1
b = espesor de la celda - cmc = concentración del compuesto en solución – molL-1
La ley de Lambert y Beer también establece que la cantidad de energía electromagnética monocromática absorbida por un elemento es directamente proporcional a la concentración de la(s) especie(s) que absorbe(n) y a la longitud de la trayectoria de la muestra para un conjunto de condiciones instrumentales establecidas por lo que:
si A = log(I 0
I ) donde : A= absorbancia
entonces T = (II 0
) donde : T = transmitancia
A =−log T …….(2)
El intervalo de longitudes de onda consideradas para la técnica de espectrofotometría de ultravioleta-visible son las que se muestra en el espectro electromagnético:
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DEFINICIÓN DEL SISTEMA QUÍMICO.
Objetivo:Determinar la constante de equilibrio de la reacción de formación del ión complejo monotiocianato férrico partiendo de la medición de la absorbancia de una de las especies presentes en el equilibrio.
Reacción química en estudio:La reacción química en estudio es la que se muestra a continuación, se encuentra un ion férrico mas un ion tiocianato dando un ion tiocianato férrico.
Fe3+(aq ) + SCN
−(aq) ⇔ Fe( SCN )2+(aq )
………………(3)
Justificación del método empleado:El ión tiocianato puede reaccionar con el ión férrico en solución ácida para formar una serie de complejos como sigue:
Fe3+ ⇔ FeSCN 2+ ⇔ FeSCN 2+ .. . etc . (4)O bien
Fe3+ + SCN− ⇔ FeSCN 2+
Aplicando Ley de Potencias
Para la reacción directa: −r A=k1C A CB
Para la reacción inversa: −r R=k 2CR
Como en el equilibrio las velocidades son iguales, además la constante de equilibrio se define como ke=k1/k2 tenemos que:
RBA CkCCk 21
Sustituyendo y despejando tenemos que:
BA
R
CC
C
k
kke
21
sustituyendo nuevamente, en base a la reacción obtenemos la constante de equilibrio:
K = Ke =[ FeSCN 2+ ]
[ Fe3+ ] [SCN− ] ……………(5)
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Otra posible complicación química es la formación de especies hidroxiférricas, las cuales son producto de la reacción del ión férrico con el agua, para evitarlo, la reacción se debe efectuar en medio ácido (H+). Se tiene para el equilibrio las siguientes concentraciones:
[ Fe3+ ]=[ SCN− ]=[ FeSCN 2+ ]……………. (6)
[ Fe3+ ]=[ Fe3+ ] 0−[ Fe3 + ] reacc=[ Fe3+ ] 0−[ FeSCN 2+ ]
Como [ Fe3+ ]>> [ SCN− ]>> [ FeSCN 2+ ]
la ecuación se puede simplificar (debido a que reacciona muy poco), de la siguiente forma:
[ Fe3+ ]=[ Fe3+ ] 0
[ SCN− ]=[ SCN− ] 0−[SCN− ] reacc=[SCN− ]0−[ FeSCN 2 + ]
Sustituyendo en la ecuación de equilibrio se tiene
23
2
FeSCNSCNFe
FeSCNk
…………….(7)
k=( FeSCN 2+ )
( Fe3+ ) ( SCN− )−( Fe3+ )( FeSCN 2+ )……………(8)
Cabe mencionar que la única especie que absorbe la luz UV-VIS es el monotiocianato férrico, por lo que será posible el cálculo de la concentración, como se vio con anterioridad la absorbancia se definirá de acuerdo a la siguiente ecuación.
A = ε b [ FeSCN 2+ ]………… (9)
donde:A= Absorbancia determinada en el equipoε = coeficiente de extinción molar -L mol-1 cm-1
b = Ancho de la celda 1 cm
[ FeSCN 2+ ] = la concentración en Lmol /
16
Así mismo tenemos que:
[ Fe3+ ] = [ Fe3+ ]0 − [ Fe3+ ]reacc
[ SCN− ] = [ SCN− ]0 − [ SCN− ]reacc
[ FeSCN 2+ ] = [ Fe3+ ]reacc = [ SCN− ]reacc
Donde: [Fe3+]0 = Concentración molar inicial del ión férrico[SCN-]0 = Concentración molar inicial del ión tiocianato[Fe3+]reacc = Concentración molar del ión férrico que reaccionó[SCN-]reacc = Concentración molar del ión tiocianato que reaccionó
Cambiando la nomenclatura para facilitar el despeje tenemos
C1 = [Fe3+]C2 = [SCN-]
x = [FeSCN2+]
luego aplicando las reacciones de las ecuaciones con la ecuación de equilibrio tenemos la siguiente ecuación:
K = x
(C1 − x ) (C2 − x ) ……. (10)
Sustituyendo la concentración del ión complejo formado por la ecuación, además de considerar que las condiciones experimentales C1 > C2 > X, tenemos que:
K =[ Aε b ]
[C1 − Aε b ] . [C2 − A
ε b ]=
[ Aε b ]
[C1 − X ] . [C2 − Aε b ]
despejando
K =[ Aε b ]
C1 (C2 − [ Aε b ])
=[ A
ε b ]C1 C2 − [ C1 A
ε b ]=
[ Aε b ]
C1 C2 ε b − C1 A
ε b
= AC1 C2 ε b − C1 A
….(11)
17
Rearreglando finalmente tenemos la ecuación siguiente:A
C1 C2
= ε bK − AC2
K……..(12)
La ecuación anterior representa la ecuación de una línea recta, con valores de:
y = AC1 C2
x = AC2
……………..(13)
Con estos datos construimos una gráfica, la cual se linealiza y se ajusta por mínimos cuadrados para obtener el valor de la constante K, el cual es el valor negativo de la pendiente de la curva y el producto εbK es la ordenada al origen.
En presencia de altas concentraciones de tiocianato los complejos mayores predominan, pero si la concentración del ión tiocianato se mantiene baja, la concentración de los iones complejos Fe(SCN)n
(3-n)+ con n ≥ 2 es muy pequeña y se puede suponer que el único ión complejo presente en el equilibrio es el monotiocianato férrico (n = 1). Trabajaremos en medio ácido para evitar la formación (y consecuente precipitación) del compuesto Fe(OH)3.
En un segundo método de obtención de la constante de equilibrio tomamos como base la ley de Lambert y Beer siguiendo la misma metodología de experimentación; sabemos que el procedimiento consiste en agregar cantidades variables de una solución con Fe3+ a un volumen conocido de solución de SCN-. Al aumentar la cantidad de Fe3+ agregado, aumenta la concentración de monotiocianato férrico, y la solución se torna cada vez más coloreada (es decir, aumenta su absorbancia). La determinación se realiza a una longitud de onda donde el ion Fe(SCN)2+ es la única especie que absorbe. Si combinamos la ecuación (7) con la (9) obtenemos lo siguiente:
K=[ A /ab ]
[ Fe3+ ]0 ( [SCN− ]0 − [ A /ab ] ) …………….. (14)
reordenando la ecuación se obtiene:
A=ε b [SCN ¯ ]0−A
K ¿¿¿
La ecuación anterior representa también la ecuación de una línea recta, con valores de:
x= A¿¿¿
…………..(16)
18
Si se grafica A¿¿¿ vs A se obtiene una recta cuya pendiente será K-1 y la ordenada al origen
será ε b. Una vez obtenido el valor de K, se puede calcular la concentración de las especies del ion [Fe(SCN)2+] para cada punto de la recta despejando de la ecuación (5).
19
PARTE EXPERIMENTAL.
Preparar soluciones de: KSCN 0,001 M HNO3 2 M y Fe(NO3)3 0.2 M en HNO3 0.5 M (solución titulante)
En una probeta agregar 2,5 mL de KSCN 0,001 M y 6,25 mL de HNO3 2M y aforar a un volumen de 25 mL con agua destilada. Los pasos que se enumeran a continuación conviene realizarlos al lado del espectrofotómetro donde se realizarán las mediciones correspondientes.
Tomar una alícuota de 2,5 mL de la solución preparada y colocarla en un vaso de precipitado
Agregar 0,1 mL de solución titulante (usar pipeta graduada de 1 mL), agitar para homogeneizar e inmediatamente transferir a una celda para la medición espectrofotométrica. Procurar no tirar una sola gota del líquido reaccionante.
Terminada la medición verter la muestra (alícuota) en el vaso de precipitado y repetir el paso 4 agregando de 0.1 en 0.1 de solución titulante midiendo absorbancias entre cada adición hasta completar 10 lecturas.
De la gráfica obtenida por espectroscopia UV (ver siguiente figura), tomar los datos de absorbancia y longitud de onda para cada una de las curvas; el par de datos son los que corresponden a cada una de las mediciones.
Realizar cálculos.OBSERVACIONES
Par de datosλ, A
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Las mediciones de las absorbancias se realizan dentro de un rango de longitud de onda entre 350 y 600 nm debido a que es el intervalo de activación del ión férrico.
Las celdas del espectrofotómetro deben ser tomadas por la parte opaca, cuidando no dejar huellas digitales en la parte transparente.
Al momento de tomar una muestra de la solución con la celda, regresar un par de veces la muestra al matraz, con el fin de realizar una especie de enjuague a la celda y homogenizar la concentración de la muestra que se va a medir.
Resultados método 1:
MuestraTitulante
mlA [Fe3+]0 [SCN-]0
x= A
[SCN− ]iy= A
[ Fe3+ ]i [SCN− ]i
1 0.1
2 0.2
3 0.3
4 0.4
5 0.5
6 0.6
7 0.7
8 0.8
9 0.9
10 1.0
Resultados método 2:
21
MuestraTitulante
ml[Fe3+]0 [SCN-]0 x= A
¿¿¿ y = A
1 0.1
2 0.2
3 0.3
4 0.4
5 0.5
6 0.6
7 0.7
8 0.8
9 0.9
10 1.0
# Experimento 1 2 3 4 5 6 8 9 10
[ FeSCN 2 + ]1[ FeSCN 2 + ]2K método 1
K método 2
Instrumentales:
Magnitud Medida AbsorbanciaLongitud de onda ʎ (nm) 360 - 600Camino óptico, L (cm) 1Blanco empleado Solución de KSCN y HNO3
Equipo empleado Espectrofotómetro Perkin Elmer Lambda 25K bibliográfica* 138
* Ramette, R.W Formation of Monothiomatiron (3) Journal of Chemical Education 40,0 Febrero 1963, PP 71-72.APÉNDICE:
22
Para el cálculo de las concentraciones en el equilibrio se parte el principio de equivalencia (V1N1=V2N2), de tal forma que para la concentración del fierro:
Fe3+1 =
(0.2 M )(0 .1 mL)2 . 6 mL
=7 . 6923e−3 M
Fe3+2 =
(0 .2 M )(0 . 2mL)2 . 7 mL
=1 . 4815 e−2M
De la misma forma para la concentración de tiocianato.
SCN−1=
(0. 001 )(2. 5 mL)2 .6 mL
=9 .6153 e−4 M
SCN−1=
(0. 001 )(2. 5 mL)2 .7 mL
=9 .2592 e−4 M
Calcular los valores de y y x para cada método y efectuar la regresión lineal como sigueLa recta que se ajusta mejor a los n puntos (x1 y1) (x2 y2) (xn yn) tiene la forma y=mx+bDonde.
Pendiente=m=K=n Σ xy−( Σ x ) ( Σ y )
n Σ ( x2 )−(Σ x )2
Intersección=b=Σ y−m (Σ x )
n
Aquí, significa "la suma de." Así,
xy= suma del productos =x1y1+x2y2+ +xnyn
x= suma del valores de x=x1+x2+ +xn
y= suma del valores de y=y1+y2+ +yn
x2= suma del valores de x2=x21+x2
2+ +x2n
y obtener la constante de equilibrio ya que: −m=k
comparar con el valor bibliográfico 136.2 reportado por Frank y Oswalt
PRÁCTICA 2EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO
ESTUDIO DE LA ESTERIFICACIÓN DEL ÁCIDO ACÉTICO.
23
En esta práctica se realizará el estudio del equilibrio homogéneo mediante un método de titulación, en la esterificación del ácido acético con alcohol etílico, la dependencia que se tiene al utilizar o no un catalizador.
Los ácidos carboxílicos se convierten directamente en ésteres mediante la esterificación de Fischer, al reaccionar con un alcohol en presencia de un poco de ácido mineral, por lo general ácido sulfúrico concentrado o ácido clorhídrico. Esta reacción es reversible y alcanza el equilibrio cuando aún quedan cantidades apreciables de reactivo. El mecanismo es una sustitución nucleofílica de acilo, catalizada por un ácido, debido a que el grupo carbonilo de un ácido carboxílico, no es lo suficientemente electrófilo para ser atacado por un alcohol; el catalizador ácido protona el grupo carbonilo y lo activa hacia el ataque nucleofílico. La pérdida de un protón forma el hidrato de un éster. La pérdida de agua del hidrato del éster, se lleva a cabo mediante el mecanismo que la pérdida del hidrato de una cetona. La protonación de los grupos de hidroxilo permite que se elimine agua, formando un catión estabilizado por resonancia. La pérdida de un protón del segundo grupo hidroxilo forma el éster como se ve en la siguiente figura de la Esterificación de un ácido carboxílico
OBJETIVOS
Calcular las constantes de equilibrio químico en fase líquida de una reacción de esterificación
Observar un ejemplo de la reacción de esterificación entre un alcohol y un ácido carboxílico.
Llevar a cabo la catálisis ácida de la reacción de etanol con ácido acético para obtener un éster: acetato de etilo.
Determinar la relación de concentraciones para una reacción de esterificación.
HIPÓTESIS
“La constante de equilibrio químico se puede determinar a partir de técnicas analíticas de titulación con una base fuerte, permitiendo determinar las concentraciones de los componentes de reacción”.
24
Para sobrepasar las limitaciones del equilibrio químico, convencionalmente se recurre a afectar variables del proceso tales como el uso de exceso de reactantes, la remoción selectiva de los productos, el aumento de la temperatura, el uso de agentes de actividad superficial, y la admisión de solventes. La esterificación de Fischer es una reacción de equilibrio y las constantes de equilibrio típicas no son muy grandes (aproximadamente igual a 4). Pero cuando se emplean alcoholes secundarios o terciarios la constante de equilibrio disminuye más aún. Por lo tanto, la presencia de grupos voluminosos próximos al lugar de la reacción, en el alcohol o en el ácido, disminuye la velocidad de esterificación (y la reacción inversa; la hidrólisis).
Se puede favorecer la esterificación hacia la derecha ya sea usando un exceso de uno de los reactivos o eliminando uno de los productos. Por ejemplo, en la formación de esteres etílicos se emplea con frecuencia etanol en exceso para impulsar el equilibrio tan lejos como sea posible hacia el lado del éster. También se puede eliminar agua ya sea por destilación, o por adición de un deshidratante, como el sulfato de magnesio o cristales de zeolita deshidratada. Debido a los inconvenientes para favorecer la esterificación de Fischer hasta su terminación, con frecuencia se prefiere la reacción de un cloruro de ácido con un alcohol para la síntesis de los ésteres en el laboratorio.
Ahora bien, el equilibrio químico de una reacción reversible en la cual la velocidad de formación de productos es igual a la velocidad de desaparición de los reactivos; para una reacción irreversible se da cuando se alcanza la máxima conversión en función del reactivo limitante, es decir la concentración de reactivos y productos se estabiliza o ya no cambia.
reactivos
productos
CC
CC
K
KK
qB
pA
sS
rR
eq 2
1
En la esterificación del ácido acético, se lleva a cabo la siguiente reacción con el etanol en presencia de ácido clorhídrico como catalizador, formando acetato de etilo y agua, la siguiente reacción lo describe:
CH 3COOH +CH 3CH 2 OH H⃗ClCH 3 COO CH 2 CH 3+H 2O
25
Para obtener la constante de equilibrio experimentalmente, debemos de partir de la ecuación de la constante de equilibrio como sigue:
Keq=K1
K2
=xCH3COOCH 2CH3
x H2O
xCH3 COOH xCH 3CH2 OH
La determinación experimental de Keq a diferentes composiciones y temperatura constante es variable, dando una idea del comportamiento del sistema. Con esta finalidad es necesario desarrollar una serie de experimentos a diferentes composiciones para estudiar y analizar esta reacción.
26
PARTE EXPERIMENTAL.
1.- Preparar una serie de sistemas reaccionantes de acuerdo a la siguiente tabla y dejarlos reposar por lo menos durante una semana para que se lleve a cabo la reacción.
SISTEMAS S1 S2 S3 S4 S5 S6 S7
ETOH 15 10 5 5 5 5 5
AAc 5 10 15 10 10 10 10
HCl 2.5 2.5 2.5 2.5 ----- 2.5 ----
AcEt ----- ----- ----- ---- ----- 5 5
Datos necesarios para los cálculos (generalmente se toman los datos que tienen los frascos de los reactivos que se utilizan en la práctica)
HClCH3CO2H + 2H5OH ↔ CH3CO2C2H5 + H2O
ÁcidoAcético
EtanolÁcido
Clorhí.Acetato de etilo
Agua
M (g/mol) 60.05 46.07 36.6 88.10 18.02ρ (g/ml) 1.05 0.79 1.84 0.90 1.0pureza 99.7 99.2 36.45 99.8 100
2. Calcular el número de moles iniciales (ni0) de cada componente alimentado en cada sistema, por medio de la siguiente expresión:
ni 0=V i (ml ) ρi ( gr
ml ) Pureza
PM i ( ggmol )
3. Tome una alícuota de 5 a 10 ml de cada sistema, agregue 10ml de agua destilada y titule con una solución previamente valorada de NaOH (aproximadamente 3N), utilizando fenolftaleína como indicador (3 a 5 gotas)
4. Calcule los moles totales de ácido (ácido acético + ácido clorhídrico remanentes después de reacción) presentes en cada sistema.
Donde:Vi = Volumen agregado del componente iρ
i = Densidad del componente iPi = Pureza del componente iPMi = Peso molecular del componente i
27
V NaOH N NaOH=V alicuota N (Totales de ácido )Luego:
V NaOH N NaOH=V alicuota
n(Totales de ácido )
V T ( solución preparada )
Despejando el número de moles para los ácidos acético y clorhídrico:
n(Totales de acido )=V NaOH NNaOH
V alícuota
V T( solucion preparada )
Como la sustancia que interviene directamente en la reacción es el ácido acético y el ácido clorhídrico solo se utiliza como agente catalizador tenemos que:
n(Totales de acido )=nAAcf +nHCl
Despejando obtenemos:
n AAcf =nT (Totales de acido )−nHCl
Considerando el grado de avance tenemos que:
n AAc = nAAco −ε
nEtOH = nEtOHo −ε
nHCl = nHClo
nEAc = nEAco +ε
nH 2O = nH2
Oo +ε
28
De la ecuación del ácido acético podemos obtener el grado de avance debido a que tenemos el número de moles tanto iniciales como finales y solamente despejamos el grado de avance y finalmente calculamos el valor de la constante de equilibrio en función del número de moles:
Keq=K1
K γ
=nEAc nH 2O
nAAc nEtOH
Si el Acido Acético es el reactivo limitante tomar en cuenta que las moles de Acido Acético iniciales serán el 100%, que porcentaje será para el valor final obtenido de Acido Acético.
% Eficiencia = (n AAc × 100) / nAAco
Comparar cada constante al variar los mililitros de reactivos iniciales, comparar también las constantes de equilibrio cuando se agrega catalizador (HCl) y cuando no se agrega. Comparar la eficiencia de cada sistema y dar propuestas para mejorar la reacción de acuerdo a estos datos.
Tabla de balance inicial de cada sistema y volumen de NaOH gastado
SIST AAC ETOH EAC H2O HCL VNAOH
1
2
3
4
5
Tabla de balance final de cada sistema
SIST AAC ETOH EAC H2O HCL KEQ EFIC.
1
2
3
4
5
29
Ejemplo de cálculos realizados para un sistema con los siguientes datos
Datos teóricos
PM (g/mol)
ρ (g/ml) Pureza
AAc 60.05 1.05 0.998EtOH 46.07 0.79 0.999HCl 36.46 1.84 0.3657EtAc 88.10 0.90 0.9981H2O 18.02 1.0
NOTA: Solo se muestra como ejemplo la siguiente secuencia de cálculos para el sistema mencionado arriba
1. Calcular las moles iniciales de cada reactivo agregado como sigue:
ηAAc0 =
(15 ml )(1 . 05g
ml)60 . 05
gmol
(0 . 998 )=0. 26176
ηetOH0 =
(30 ml )(0. 79g
ml)46. 07
gmol
(0 . 999 )=0 .51392
ηHCl0 =
(2 .5 ml )(1 .84g
ml)36 . 46
gmol
(0 . 3657 )=0. 04614
ηH 2O0 =
(15 ml )(1 . 05gml )
60 . 05g
mol
(0 . 002 )+(30 ml )(0 . 79
gml )
46 . 07g
mol
(0 . 001 )+(2.5 ml )(1 . 84
gml )
36 . 46g
mol
(0 .6343 )=0 . 08107
mlEtOH 30AAc 15HCL 2.5AcEtNaOH 3.2
30
2. Obtener el número de moles finales de ácido total después de la semana que la
mezcla de reactivos se colocó en reposo y suponiendo que los mililitros gastados de
NaOH en la titulación fue de 3.2 mL y su concentración de 3.1433N seguimos:
ηAcido=(0. 0032 L )(3 .1433
molL)
5ml(47 . 5ml )=0.09556
3. Calcular el número de moles finales de ácido acético como sigue:
ηAAcf =η Acido−ηHCl=0.09556−0 . 04614=0 .04942
4. Tomando en cuenta el grado de avance de reacción como sigue:
ξ=ηAAc0 −ηAAc
f =0. 26176−0 .04942=0 .21234
5. Calcular el número de moles finales de cada reactivo participante en la reacción
ηAAcf =η AAc
0 −ξ=0. 04942
ηetOHf =ηetOH
0 −ξ=0. 30158
ηH 2Of =ηH
2O
0 +ξ=0 .29341
ηAcEt =ξ=0 . 21234
6. Calcular la constante de equilibrio para ese sistema
K=(0 . 21234 ) (0 .29341 )(0 . 04942 ) (0 .30158 )
=4 . 1861
7. Calcular la eficiencia de la reacción por medio de:
31
eficiencia=0 . 049420 .26176
×100=18 . 88 %
32
PRÁCTICA 3EQUILIBRIO QUÍMICO SIMULTÁNEO
ESTUDIO DE LA DISTRIBUCIÓN Y DIMERIZACIÓN DEL ÁCIDO BENZOICOEN BENCENO Y AGUA.
En el agua, el ácido benzóico se disocia como ión benzoato e ión hidrógeno, cuando se agrega un solvente orgánico y debido a las fuerzas de polarización de los iones se forman dímeros, en este caso la dimerización es debida a los puentes de hidrógeno los cuales asocian de las soluciones liquidas. Al comparar la distribución de concentraciones entre los dos solventes se puede calcular la constante de equilibrio entre el monómero y el dímero, existente en las fases. La formación de agregados químicos ó poliméricos consistentes de monomerial, idéntica. Una aseveración puede ser presentada por ecuaciones del tipo:
nB ↔ Bn
B= monómeron=grado de asociación
OBJETIVOS
Calcular las constantes de equilibrio químico simultáneo de una reacción de dimerización. Observar un ejemplo de la reacción de dimerización del ácido benzóico en tolueno y agua. Comprender los fenómenos fisicoquímicos de dicha reacción.
Estudiar la distribución y dimerización del ácido benzóico y las condiciones de trabajo para beneficiar el desplazamiento del equilibrio hacia el producto que se desea obtener en mayor cantidad. Determinar la relación de concentraciones para una reacción de dimerización.
HIPÓTESIS
“La constantes de equilibrio químico simultáneo se puede determinar a partir de técnicas analíticas de titulación con una base débil, permitiendo determinar las concentraciones de los componentes de reacción”.
33
C
O
OHO HO
OOH
C
O
OH
C
O
OHC
O
OH
Un caso de asociación es la dimerización en este caso del ácido benzoico:
En este caso la dimerización es debido a los puentes de hidrógeno el cual es el responsable de la asociación de líquidos. Esta se efectuaría en el tolueno.
La Ionización del ácido benzoico se llevaría de la siguiente forma en un medio acuoso:
Con base a lo anterior se puede comprender de donde se obtienen las constantes Km y Ka; sin embargo, aun no sabemos de dónde surge la constante KD. Pues esta es obtenida del equilibrio que existe entre los monómeros que efectúan las reacciones en cada sistema.
Dimerización.
Km
PUENTE DE HIDROGENO.
PUENTE DE HIDROGENO.
2
Ka
Ionización.
CO2
H 3+¿O+¿ ¿
KD
Monómero
34
ACIDOBENZÓICO(monómero)
ACIDOBENZÓICO
(dímero)
ACIDOBENZÓICO
H+ + Bz-
tolueno
agua
KM
Ka
KD
dimerización
ionización
distribución
La distribución del ácido benzóico en un sistema la cual consiste de tolueno y agua presenta tres equilibrios los cuales se llevan a cabo como sigue.
puede ser caracterizada por medio de la ecuación o coeficiente de distribución de Nernst tomando en cuenta la tendencia de los ácidos orgánicos a ionizarse parcialmente en el agua y a dimerizar en un solvente polar (constante de distribución):
La disociación del ácido benzoico en agua (cte. de ionización):
HBz ↔ H+¿+Bz−¿ , Ka=¿¿¿ ¿ ……… (I)
La disociación del ácido benzoico en el solvente orgánico (tolueno) (cte. de dimerización).
2 HBz´ ↔ ( HBz )2 , K m=[ HBz ]T 2
[ HBz ]T
La constante de distribución:
[ HBz ] A ↔ [ HBz ]T , K D=[ HBz ]T[ HBz ]A
35
Desarrollando un balance con fase a partir de las constantes totales de ácido, CA para la ecuación acuosa y CT para la ecuación orgánica, contenidas por cada caso.
ÁCIDO BENZOICO H 3+¿O ¿
INICIAL C O O
DURANTE -X X X
EN EQUILIBRIO C - X X X
Ka=X2
C−Xα= X
C∴ X=αC
Ka=α 2C2
C (1−α )
Partiendo del balance se tiene:
C A= [ HBz ]A+¿
Si en concentración del ácido benzoico en agua se determina mediante la titulación con una base, esta puede ser:
C A (1−α )+CA α , [ HBz ]A=C A (1−α )
Y la concentración del ácido acético en tolueno obtenido a partir de la titulación.
CT= [ HBz ]T+ [ HBz ¿¿¿2 ]T
De la I y II sustituimos en las ecuaciones de concentración en la fase orgánica, tenemos:
CT=K D [ HBz ] A+2 Km [ HBz ¿¿¿2 ]T2
Ahora sustituyendo las ecuaciones de la fase acuosa:
CT=K D C A(1−∝)+2 K m ( KD C A(1−∝))2
CO2
36
POR:1
CA (1−∝)
CT
CA (1−∝)=K D+2 Km K D
2 (1−∝)
Esta ecuación tiene la forma de una ecuación lineal donde:
m=2 K D2 Km ,b=K D , Km=
m
2 K D2
Utilizando la siguiente ecuación podemos calcular α
Ka=α 2C A
(1−α )despejando
α 2C A+K aα−K a=0
Donde:
Ka=6.3∗10−5 molL
a 25 °C
Calculo de las concentraciones molares del ácido benzoico con cada fase.
Para la fase acuosa:
C A=V A∗N
V (ALICUOTA )
CT=V∗N
V (ALICUOTA )
A partir de una serie de datos experimentales podemos calcular las concentraciones de
Cagua y Ctolueno podemos obtener información con respecto al valor de Kd y Km, confirmando así la teoría química de soluciones y la desviación a la Ley de distribución de Nernst.
37
DESARROLLO EXPERIMENTAL
1. Preparar una solución con 1.24 gr de ácido benzóico y disolverlo en 250 ml de tolueno. La solución tendrá una concentración aproximada de 0.4 moles/lt.
2. Con esta solución preparar las siguientes mezclas
Reactivo Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 Muestra 4 Muestra 5
Solución de ácido benzoico en tolueno (mL)
10 8 6 4 2
Agua (mL) 6 6 6 6 6
Tolueno (mL) 0 2 4 6 8
3. Mezclar cada una de las muestras en un embudo de separación (figura 1) asegurándose de que el tapón y la llave se encuentren bien.
Figura 1
4. Destapar el embudo y dejar en reposo (figura 2) hasta que sea clara la separación entre las dos fases de líquido; fase orgánica y fase acuosa (30 minutos aproximadamente).
38
Figura 2
5. Después de separadas las fases, se saca la inferior (acuosa) por la llave y la superior (orgánica) por la boca; así se previenen posibles contaminaciones.
6. Tomar una alícuota de 10 ml de la fase acuosa y agregarle 10 ml de agua destilada.
7. Titular con una solución de NaOH aproximadamente 0.015 N (previamente valorada), utilizando fenolftaleína como indicador (punto de vire cuando la coloración rosa persista al menos 15 segundos).
8. Hacer lo mismo para la fase orgánica pero tomar en cuenta que para titular la fase orgánica se debe agitar fuertemente después de cada adición del hidróxido de sodio para asegurar la correcta titulación.
9. Calcular los valores de las concentraciones en cada fase Ca (concentración para la fase acuosa) y Cb (concentración para la fase orgánica) para cada sistema, esto se hace por medio del principio de equivalencia (V1N1=V2N2), de tal forma que para la concentración Ca es:
10. Realizar lo mismo para calcular los valores de Cb
Cb 1=(0 .015 M )(5 mL )10 mL
=0 .0075 M
11. Calcular los valores de x = Ca (1- α) y= Cb / Ca (1- α).
12. Con los valores obtenidos en el punto anterior graficar X vs Y, ajustar la curva a una línea recta mediante regresión lineal.
13. Calcular la pendiente y la ordenada al origen. Llenar la siguiente tabla:
MmL
mLMCa 0225.0
10
)15)(015.0(1
39
Muestra1 2 3 4 5
ml NaOH gastados enfase orgánica
ml NaOH gastados enfase acuosa
Cb
Ca
Cb / Ca
α
x= Ca (1- α)
y = Cb / Ca (1- α)
Kd
Km
OBSERVACIONES
El embudo de separación debe manejarse con ambas manos; con una se sujeta el tapón -asegurándolo con el dedo índice- y con la otra se manipula la llave. Se invierte el embudo y se abre la llave para eliminar la presión de su interior; se agita suavemente durante uno o dos segundos y se abre de nuevo la llave. Cuando deja de aumentar perceptiblemente la presión en el interior, se aseguran tapón y llave y se agita enérgicamente durante uno o dos minutos. Se pone de nuevo en contacto con la atmósfera a través de la llave se vuelve a cerrar ésta y se apoya, ya en posición normal
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONALESCUELA SUPERIOR DE INGENIERÍA QUÍMICA E INDUSTRIAS EXTRACTIVAS
LABORATORIO DE TERMODINÁMICA DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
SECCIÓN A B
FECHA GRUPO
PRÁCTICANo. 1 2 3 4 5
NOMBRE
HOJA DE RESPONSABILIDADEquipo No. Boleta Nombre completo Firma
Material y/o equipo de laboratorioCantidad Descripción
Revisióninicial
RevisiónfinalPropuesto Real Cristalería o Equipo Rango total
Rango de precisión
OBSERVACIONES
_________________________ __________________________Revisión inicial Revisión final
41
BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA
AGUILAR Peris J.; (2005); Principios de los procesos químicos- Parte II. Termodinámica; Ed. Reverté S.A. (versión española)
F. DANTIELS, R.A. ALBERTY. Fisicoquímica. Cap. 9, Editorial C.E.C.S.A., 2da. Edición, New York, (1961)
G.W. CASTELLAN. Fisicoquímica. Editorial Fondo Educativo Interamericano. Bogotá (1975)
H.D. CROCKFORD, S.B. KNIGHT. Fundamentos de Fisicoquímica. Cap. 4, Editorial C.E.C.S.A., 2da. Edición. México. (1968)
LEVINE, Fisicoquímica, 5ta edición, volumen 1 (2007).PERRY, Robert H. Manual del ingeniero químico. Ed. Mc Graw-Hill. México,
secciones 3 y 6, 1992.PRAUSNITZ J. M,. Lichtenthaler R. N, and. Gomes de Azevedo E; (1986)
Molecular Thermodynamics of Fluid Phase Equilibria, 2nd. Edn., Prentiss-HallSMITH, J.M..; VAN NESS, H.C. & ABBOTT, M.M..(2005). Introducción a la
Termodinámica para Ingeniería Química. 7ª. McGraw Hill Series. New York.S.L.GLASSTONE. Elementos de Fisicoquímica. Cap. 12, Editorial Médico-
Quirúrgica, 2da. Edición, Buenos Aires. (1970)
