Equilibrio

Objetivo General

Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a esta.

Objetivos particulares

Determinar la solubilidad del KNO3a diferentes temperaturas

Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3y sobre la constante de equilibrio

Obtener la constante de producto de solubilidad del KNO3

Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO3

Obtener las propiedades termodinámicas ΔG, ΔH, ΔS para la reacción de disociación del KNO3

Fundamentos Teóricos

El equipo:

Probeta graduada de 50 mL con base de plástico

Termómetro digital

Termómetro de mercurio

Bureta

Vaso de precipitados de 1000 mL

Resistencia eléctrica

Agitador de vidrio

Lupa

Bureta

Hipótesis:

La solubilidad se define como la cantidad de sustancia disuelta en una cantidad dada de disolvente a cierta temperatura, esta última variable es muy importante ya que será la proporcional a la solubilidad de la misma, es decir a mayor temperatura mayor será la cantidad de soluto disuelto en disolvente o en otras palabras la solubilidad del KNO3 estará en función de la temperatura.

Modelo matemático:

Problema:

Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO3 a temperatura ambiente.

Calcular el valor de ΔG, ΔH y ΔS a estas mismas condiciones

Se medirá la solubilidad del nitrato de potasio (concentración molar) para seis temperaturas entre 40 Y 60°C. A partir de estos datos se calculará la constante de equilibrio, ΔG, ΔH y ΔS.

La constante de equilibrio para esta reacción está dada por la constante de producto de solubilidad, Kps y se calcula a partir de la solubilidad (mol/L).

Conociendo la constante de equilibrio se puede calcular ΔG de la reacción para cada temperatura,

Se pueden relacionar el ΔG, ΔH y ΔS mediante la ecuación de Gibbs-Helmholtz

Igualando 2 y 3 se obtiene

Recordando la ecuación de la recta y reacomodando términos y= m x + b

Entonces si se hace una gráfica de lnK vs 1/T se obtiene una línea recta con pendiente igual a -ΔH/R, calculando de esta forma ΔH. El ΔS se obtiene sustituyendo en la ecuación 3 los datos antes obtenidos

Diseño de la Práctica

Variables:

Temperatura

Presión

Material y reactivos:

Probeta graduada de 50 mL con base de plástico

Termómetro digital

Termómetro de mercurio

Bureta

Vaso de precipitados de 1000 mL

Resistencia eléctrica

Agitador de vidrio

Lupa

Bureta

4g de KNO3

Agua destilada

Desarrollo de la práctica

Pesar 4g de KNO3 y transferirlos a una probeta graduada de 50 mL

Añadir con una bureta 1 mL de agua destilada y calentar la probeta a baño maría hasta que se disuelva el KNO3. Estar al pendiente de la temperatura en el termómetro de mercurio y el digital.

Registrar el volumen de la disolución

Meter la probeta en agua fría y anotar la temperatura en la que aparecen los primeros cristales.

Agregar 1 mL de agua destilada y volver a calentar en baño maría hasta que se disuelva.

Enfriar lentamente y anotar la temperatura en la que aparecen los primeros cristales

Repetir el ciclo 5 y 6 añadiendo 1 mL de agua hasta que la temperatura de cristalización sea cercana a la temperatura ambiente.

Anotar todos los datos obtenidos en la tabla.

Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen. Calcular el número de moles del KNO3

Realización de la práctica

Mediciones:

n KNO3 (mol) Vol. De agua agregado (mL) Vol. Total de solución (mL) Temperatura (ºC) Temperatura (K)

0.040 3 5 72.8 345.95

0.040 1 6 60.5 333.65

0.040 1 7 54.7 327.65

0.040 1 8 49.8 322.95

0.040 1 9 49.5 322.65

0.040 1 10 47.3 320.45

0.040 1 11 45.4 318.33

Observaciones:

Al realizarse la práctica nuestras mediciones pueden variar a las que están teóricas ya que parte de los 4g del KNO3 quedaron pegados a la pared de la probeta.

Análisis de datos y resultados

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