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Curva De Solubilidad Nitrato De Potasio


Enviado por   •  19 de Enero de 2013  •  2.933 Palabras (12 Páginas)  •  1.879 Visitas

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RESUMEN.

En la sesión de práctica realizada el día 26 de enero del presente año se tenía como objetivo principal el estudio de la dependencia de la solubilidad con la temperatura. En este sentido, se quería determinar la Curva de Solubilidad del Nitrato de Potasio (KNO3) a fin de conocer las condiciones de temperatura y cantidad de solvente necesarias para separarlo de una mezcla por Precipitación Selectiva.

Para tal fin se realizaron dos experiencias por separado. En la primera se pesaron 2.00 ± 0.01g de KNO3 en un tubo de ensayo y luego se le añadieron 5.0 ± 0.1ml de agua destilada; después se calentó la muestra en un Baño de María hasta disolver el sólido y sin permitir que el agua hirviera, se retiró el tubo del baño y se le introdujo un termómetro para registrar la temperatura a la cual comenzaba la cristalización. Con la solución resultante se repitió el mismo procedimiento añadiéndole 2.00 ± 0.01g de sal cada vez y también 2 gotas (aproximadamente) de agua destilada para compensar pérdidas por evaporación, hasta completar 8.00 ± 0.01g de KNO3 disueltos. Los datos registrados fueron: para 2.00g KNO3 / 5ml H2O una temperatura de 24 ± 1ºC; para 4.00g KNO3 / 5ml H2O una temperatura de 46 ± 1ºC; para 6.00g KNO3 / 5ml H2O una temperatura de 62 ± 1ºC y para 8.00g KNO3 / 5ml H2O una temperatura de 78 ± 1ºC. Finalmente con dichos datos se realizó una gráfica donde se colocó en el eje de las abcisas: gramos de KNO3 / 5ml de agua, y en el eje de las ordenadas se colocó la temperatura.

En la segunda experiencia se pesaron 5.09 ± 0.01g de una mezcla de KNO3 y otro nitrato en un beaker de 150 ml, luego se hizo la suposición de que contenía 75% en masa de KNO3 y se obtuvo que deberían haber 3.82 ± 0.01g del mismo en la muestra.

Se realizó un cuidadoso proceso de separación del KNO3 de la mezcla (el cual será explicado posteriormente) donde se empleó la Filtración por Succión y también se hizo uso de la curva de solubilidad anteriormente obtenida para estimar la masa de sustancia que se disolvía a 75ºC en 5ml de agua, y se estimó que para este valor de temperatura correspondían 7.60 ± 0.01g aproximadamente. Luego de conocer este dato se agregaron 4.5 ± 0.1ml de solvente para lograr la separación, donde se pudo recuperar 2.29 ± 0.01g de sal y de esta manera se obtuvo 59.95% de recuperación de la muestra original.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA.

Una disolución es una mezcla de dos o más sustancias. El soluto es la sustancia presente en menor cantidad, y el disolvente es la sustancia que está en mayor cantidad. Se dice que una disolución se encuentra saturada cuando contiene la máxima cantidad de un soluto que se disuelve en un disolvente particular, a una temperatura específica. Una disolución es no saturada cuando contiene menos cantidad de soluto que la que puede disolver. Una disolución se encuentra sobresaturada cuando contiene más soluto que el que puede haber en una disolución sobresaturada. (1)

En este sentido, el proceso de disolución está relacionado con la solubilidad, la cual está referida a la proporción en que un soluto se disuelve en un solvente. Los factores importantes que afectan la solubilidad de los sólidos cristalinos son la temperatura, la naturaleza del solvente y la presencia de otros iones en la solución. En virtud de que nuestro interés de estudio es la dependencia de la solubilidad con la temperatura haremos un breve comentario acerca de dicho factor.

De acuerdo a lo expresado por Sienko y Plane, la mayoría de las sales inorgánicas aumentan en solubilidad cuando la temperatura se incrementa. Por lo general es ventajoso llevar a cabo en solución caliente las operaciones de precipitación, filtración y lavado, pues con esto pueden resultar partículas de gran tamaño, la filtración es más rápida y las impurezas se disuelven más rápidamente.

Sin embargo, en el caso de un compuesto bastante soluble, como el Nitrato de Potasio (KNO3), la solución se debe enfriar en agua helada antes de la filtración, lo cual se conoce como sobreenfriamiento de la solución. Si la solución se filtrara caliente se perdería una cantidad apreciable del compuesto en cuestión.

El proceso de sobreenfriamiento de una solución es cuando un líquido se enfría temporalmente por debajo de su punto de congelación sin formar el sólido. Se presenta en situaciones donde el calor del líquido se elimina tan rápido que las moléculas no tienen tiempo de acomodarse en la estructura de un sólido. (2)

Ahora bien, las atracciones intermoleculares que mantienen juntas a las moléculas en líquidos y sólidos también tienen un papel importante en la formación de las disoluciones. Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. Las partículas de soluto ocupan posiciones que estaban ocupadas por moléculas del disolvente.

Según Raymond Chang, la facilidad con la que una partícula de soluto sustituye a una molécula de disolvente depende de la fuerza relativa de tres tipos de interacciones: interacción disolvente-disolvente, interacción soluto-soluto e interacción disolvente-soluto. Así, la solubilidad de un soluto en un solvente dado se relaciona con la temperatura por el Calor de Disolución, es decir, la energía necesaria para disolver una sustancia hasta la saturación. Si la atracción soluto-disolvente es mayor que la atracción disolvente-disolvente y que la atracción soluto-soluto, el proceso de disolución será favorable, o exotérmico (ΔHdisolución < 0). Si la interacción soluto-disolvente es más débil que las interacciones disolvente-disolvente y soluto-soluto, el proceso de disolución será endotérmico (ΔHdisolución > 0). (1)

No hay una correlación clara entre el signo de ΔHdisolucion y la variación de la solubilidad con la temperatura. Sin embargo, Mortimer señala que las solubilidades de sustancias que absorben calor cuando se disuelven en soluciones casi saturadas, aumentan con el aumento de la temperatura. La mayoría de los compuestos iónicos se comportan de esta forma. La entalpía de solución de muchos compuestos iónicos en soluciones que son infinitamente diluidas, son exotérmicas. Los mismos compuestos, sin embargo, generalmente se disuelven en soluciones casi saturadas con absorción de energía. Cuando un soluto se disuelve en una solución casi saturada, la entalpía de hidratación es menor que cuando se disuelve en una solución muy diluida. (3)

La variación de la solubilidad se mide mediante una curva de solubilidad, y se realiza a través de la medición de la cantidad de soluto que satura una cantidad de solvente a distintas temperaturas.

Estas curvas hacen posible saber a simple vista si la solubilidad aumenta o disminuye con la temperatura

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