Constante De Equilibrio KNO3

PRACTICA 2: CONSTANTE DE EQUILIBRIO “DISOLUCIÓN DEL KNO3”

Introducción

Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidad de sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos).

La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.

La solubilidad es sensible a los cambios en la temperatura. Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre debido a que las constantes de solubilidad, como otros tipos de constante de equilibrio, son función de la temperatura. De acuerdo con el Principio de Le Châtelier, cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con la temperatura, pero cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) solubilidad disminuye con la temperatura. Sin embargo, dado que cuando un sólido se disuelve hay un cambio favorable de entropía, muchos sólidos serán más solubles con el aumento de la temperatura, independientemente del principio de Le Chatelier. La ecuación de la Energía libre de Gibbs expresa la visión global de este problema.

Metodología

El procedimiento para realizar ésta práctica fue el siguiente:

1.- Pesar en una balanza 4 gr de KNO3 y echarlos en una probeta de 100 ml. Posteriormente con ayuda de una bureta agregarle 3 ml de agua destilada, teniendo cuidado de no agitar bruscamente la probeta para que la sal no quede en las paredes.

2.- Agregar agua de la llave a un vaso de precipitados de 600 ml, con ayuda de una resistencia para calentar el agua (con las debidas precauciones que se deben tener con la resistencia) y con cuidado meter la probeta para que se solubilice por completo la sal.

3.- Cuando ya no quede nada de KNO3, sacar la probeta con cuidado, introducir un termómetro digital y esperar a que se comiencen a formar los cristales. Registrar dicha temperatura y el volumen de la disolución a esa temperatura.

4.- Agregar 1 ml de agua a esa misma disolución y con cuidado de que no se quede sal en las paredes, meter de nuevo la probeta al baño maría. Sacar la probeta cuando todo esté completamente homogéneo y esperar a que se formen cristales, anotar dicha temperatura y el volumen de la disolución. Repetir esto 5 veces más (hasta que el volumen total de agua añadida sea de 9 mL.)

Datos obtenidos

Datos experimentales de temperatura y volumen en la tabla 1. Masa de KNO3 4 g.

n KNO3 (mol) Vol. de agua agregado (mL) Vol. Total de solución (mL) temperatura (°C) temperatura (K)

0.03956 3 5 66.4 339.55

0.03956 1 6 49.7 322.85

0.03956 1 7 42.6 315.75

0.03956 1 7.8 36.2 309.35

0.03956 1 8.5 31.1 304.25

0.03956 1 9.5 29.7 302.85

0.03956 1 10 21.8 294.95

Constante de equilibrio de la solución de KNO3

KNO3 (s) + H2O  K+(ac) + NO3-(ac)

∆H= 34100

K = [K+][NO3-] = s • s = s2

K = s2

Relación de K con ΔG°

ΔG° = -RTlnKeq

Relación de K con ΔH° y ΔS

ΔG°= ΔH – TΔS

-∆H/RT+∆S/T=lnK_eq como mx+b=y

Tabla 2: cálculo de propiedades

Vol total de solución

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