Práctica. Constante de equilibrio. Disolución de KNO3

Objetivo general.

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

Objetivos particulares.

Determinar la solubilidad de KNO3 a diferentes temperaturas.

Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3 y sobre la constante de equilibrio.

Obtenerla constante de producto de solubilidad del KNO3.

Obtener la constante de equilibrio de la disolución del KNO3.

Obtener las propiedades termodinámicas de △G,△H,△S para la reacción de disociación del KNO3 .

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.

KNO3(s)+H2O(l)K(ac)++NO3(ac)-

Propuesta del diseño experimental.

1. ¿Qué queremos hacer?

Queremos estudiar el equilibrio en una reacción de disolución

2. ¿Cómo lo vamos a hacer?

Determinando la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3 y sobre la constante de equilibrio

3.¿Para qué lo vamos a hacer?

Para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a la reacción.

Introducción.

La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en el disolvente a temperatura específica. Las unidades más comunes son:

La constante del producto de solubilidad es la constante de equilibrio de un sólido que se disuelve formando iones en una disolución. Es el producto de las concentraciones molares de los productos entre el producto de las concentraciones mol de los reactivos elevados al coeficiente estequiométrico. Ésta constante se calcula a partir de datos de solubilidad experimentales.

La variación de energía libre de Gibbs de una reacción química está relacionada con la constante de equilibrio de tal reacción, por ejemplo, una reacción se puede escribir como: A+BC+D

Y la expresión para la constante de equilibrio: Keq=[C][D][A][B]

En condiciones estándar, cuando reactivos y productos se encuentran presentes inicialmente a concentración 1 M y a 1 atm de presión el cambio de energía libre estándar se define como ΔG°. Dado que en el equilibrio ΔG = 0, se define la siguiente expresión:°G=-RTlnKeq Fuera del equilibrio: G=RTlnKeq +G°

A partir de la ecuación de Gibbs-Helmholtz y la reacción entre el equilibrio y del G , la relación entre la constante de equilibrio y el H es:

G=-RTlnKeq

G=H-TS

H-TS=-RTlnKeq

H=-RTlnKeq+TS

En la Reacción KNO3(s)+H2O(l)K(ac)++NO3(ac)- el H es:

H=(-205)+(-252.38)-(-429.70)=35.32KJmol

Metodología empleada.

1. Pasar 4g de Nitrato de Potasio y transferirlos a una probeta graduada de 50 mL. Añadir

con una bureta 3 mL de agua destilada y calentar la probeta a baño María hasta que se disuelva el Nitrato de potasio. (Registrar el volumen de la disolución)

2. Meter la probeta en baño de hielo y anotar la temperatura en que aparecen los primeros cristales. Agregar 1 mL de agua destilada y calentar en baño María hasta que se disuelva.

3. Enfriar lentamente y anotar la temperatura a la que aparecen los cristales. Repetir el ciclo de 7 veces añadiendo 1 mL de agua destilada hasta que la temperatura de cristalización sea cercana a la temperatura ambiente.

Datos, cálculos y resultados.

Tabla 1.

n KNO3(mol)

Vol. de agua agregado/(mL)

Vol. total de solución/(mL)

Temperatura (ºC)

Temperatura (K)

0.0396

3

5.2

64.2

337.35

0.0396

4

6.4

52.0

325.15

0.0396

5

7.0

46.9

320.05

0.0396

6

8.0

39.8

312.95

0.0396

7

9.4

33.8

306.95

0.0396

8

10.8

29.1

302.25

0.0396

9

11

26.9

300.05

Constante de equilibrio de la disolución de KNO3

[K+][NO3-]=(S)(S)=S2=Kps=Keq

Relación de la constante de equilibrio de la disolución de KNO3 con la energía de Gibbs.

ΔG= -RT(ln K)

Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y entropía de reacción.

ln K =-△HRT+△SR

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