LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINETICA SEGUNDA PRACTICA: CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Enviado por Abril1012 • 4 de Octubre de 2015 • Documentos de Investigación • 1.394 Palabras (6 Páginas) • 269 Visitas
UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE QUIMICA
LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINETICA
SEGUNDA PRACTICA: CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
DISOLUCIÓN DEL KNO3.
Introducción:
La solubilidad es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente). Implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente, a determinadas condiciones de temperatura, e incluso presión (en caso de un soluto gaseoso). Puede expresarse en unidades de concentración: molaridad, fracción molar, etc.
La concentración del sólido se considera constante, lo que da como resultado la siguiente expresión de la constante de solubilidad (también conocida como producto de solubilidad): A la concentración de cada uno de los iones presentes en disolución al momento de la precipitación del sólido se le llama solubilidad molar. Los factores que afectan la solubilidad son la temperatura, el ion común y el pH.
La concentración del sólido se considera constante, lo que da como resultado la siguiente expresión de la constante de solubilidad (también conocida como producto de solubilidad):
Kps=[M+][X-]
En el caso de los compuestos iónicos, el proceso de disolución involucra la disociación de los iones. Cuantificarse mediante el estudio del siguiente equilibrio:
MX(s) ↔ M+(ac) + X-(ac)
A la concentración de cada uno de los iones presentes en disolución al momento de la precipitación del sólido se le llama solubilidad molar. Los factores que afectan la solubilidad son la temperatura, el ion común y el pH .Energía de Gibbs y el equilibrio químico La energía libre de Gibbs puede predecir en qué sentido se dará una reacción o si el sistema se haya en equilibrio, bajo las condiciones de T y P constantes. SI se tiene el siguiente equilibrio:
aA(g)↔Bb(g)
Hipótesis:
El aumento de la temperatura favorecerá más la solubilidad del KNO3 en agua y al disminuir la temperatura de esta disolución se observara la cristalización de un cierto volumen.
La constante de equilibrio (producto de solubilidad) permitirá determinar el valor de ΔG, ΔH y ΔS que aportaran información termodinámica del sistema.
Objetivos:
Determinar la influencia de la temperatura y sobre la constante de equilibrio la solubilidad del KNO3 a diferentes temperaturas.
Calcular las propiedades termodinámicas ΔG, ΔH y ΔS para la reacción de la disociación del KNO3 a partir de los datos experimentales.
Obtener la constante de producto de solubilidad y la constante de equilibrio de disolución del KNO3.
Marco teórico:
La ecuación para la disociación del nitrato de potasio con el agua es la siguiente:
KNO3(s) + H2O(l) = K+(aq) + −NO3(aq)
Se ha encontrado que hay una relación cuantitativa entre las concentraciones de equilibrio presentes en un sistema en equilibrio. Esta reacción se conoce como la ley de acción de masas.
La ley de acción de masas. Si el producto de las concentraciones de todos los productos se divide entre el producto de las concentraciones de todos los reactivos, la razón originada es una constante para todos los cambios, excepto para la temperatura.
Estas constantes de equilibrio pueden ser medidas para cada temperatura y pueden ser cambiadas únicamente cambiando la temperatura y tendrán unidades complejas, que dependen de las unidades usadas para medir las concentraciones.
K = [K+] [NO3-]
El método más directo para obtener Kps es tomar una disolución que contenga los iones en equilibrio con la sal solida (KNO3) y analizar la disolución para ver cuáles son las concentraciones iónicas.
Kps = s2 = (s) (s) = [K+] [NO3-]
La relación entre ΔG° y ΔG para un proceso químico es:
ΔG° = -RTlnK°
Donde K es una constante.
Despejando la constante para un proceso donde ΔG = 0:
ΔG = ΔG° + RTlnK
ΔG° = -RTlnK
lnK = -ΔG/RT
K = e (-ΔG/RT)
Las entalpias de formación del nitrato de potasio son:
ΔHf(KJ/mol)
KNO3(s) -494.6
K+(ac) -252.46
NO3-(ac) -207.5
Calculando el ΔH de la reacción de disolución:
ΔHf° = ΔHf°[KNO3(s)] – (ΔHf°[K+(ac)] + ΔHf°[NO3-(ac)])
ΔHf° = -494.6 KJ/mol + 252.46 KJ/mol + 207.5 KJ/mol
ΔHf° = -34.64 KJ/mol
A partir de la ecuación de Gibbs-Helmholtz y la reacción entre la constante de equilibrio y el ΔG se puede encontrar:
ΔG
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