Termodinamica Y Solubilidad De Un Solido

Termodinámica y solubilidad de un sólido

Resumen

Se preparó una solución saturada de Ca(OH)2, se tomaron 250 mL de solución y se coloco en un erlenmeyer y se llevo a un termostato a 28,9°C hasta alcanzar el equilibrio térmico, se tomaron 10,0 mL de solución y se llevaron a un erlenmeyer de 250 mL y se tituló con EDTA 0,115M previamente estandarizado, el proceso se repitió a temperaturas de 30,1°C, 60,1°C, 69°C.

Introducción:

La solubilidad de un compuesto se refiere a la cantidad de soluto que será disuelta en una cantidad dada de solvente. Usualmente varia con la temperatura, de manera que, a mayor temperatura, mayor será la cantidad del sólido que se disolverá. Con el fin de explicar, o predecir, la solubilidad de una sustancia en el agua, hay que considerar también, los efectos de la energía y los efectos de la estructura. El factor energético se refiere al calor de disolución (ΔH), y está relacionado con las magnitudes relativas de las fuerzas entre las moléculas de agua, entre los iones en solución rodeados de moléculas de agua, y la fuerza que hay entre los iones en la red cristalina de la sal no disuelta(1). El ΔH puede ser positivo, si el proceso de disolución absorbe calor de los alrededores y de esta manera el equilibrio, a altas temperaturas se desplaza la derecha, o negativo, si emite calor, y el equilibrio, para altas temperaturas se desplaza hacia la izquierda. Los efectos de estructura, se pueden explicar si utilizamos el término de entropía de la solución (ΔS) y está relacionado con la diferencia en el desorden estructural que hay entre el sólido y el agua cuando están separados, y la solución resultante cuando la sal se disuelve en el agua. Si la solución provoca un aumento general de desorden, luego ΔS es positivo y se favorece la disolución (2). De acuerdo a todos estos factores que afectan la solubilidad del sólido se pretende estudiar la termodinámica del equilibrio sólido-líquido.

Datos y Cálculos:

Tabla 1.Datos para calcular Kps y solubilidad de Ca(OH)2

T(°C) [OH-](M) [Ca2+] (M) Solubilidad(s) Kps

28,9 0,02875 0,014375 0,014375 1,19×〖10〗^(-5)

50,1 0,02668 0,01334 0,01334 9,50×〖10〗^(-6)

60,1 0,02484 0,01242 0,01242 7,66×〖10〗^(-8)

69 0,02231 0,011155 0,011155 5,55×〖10〗^(-6)

Tabla 2.Datos para calcular Kc°,〖ɑ 〗_(〖Ca(OH)〗_2 ) y ∆G°

T(°C) Ic (M) ɣ+ - 〖ɑ 〗_(〖Ca(OH)〗_2 )= Kc° ∆G°(J/mol)

28,9 0,04311 0,6959 4,00×〖10〗^(-6) 3,12×〖10〗^4

50,1 0,04002 0,7031 3,30×〖10〗^(-6) 3,39×〖10〗^4

60,1 0,03726 0,7098 2,74×〖10〗^(-6) 3,55×〖10〗^4

69 0,03346 0,7196 2,07×〖10〗^(-6) 3,79×〖10〗^4

Tabla 3. Ecuación de la recta

Ecuación 〖〖∆H〗^∞〗_(dif,i) (J/mol)

y=1577,29412-17,59432 〖-1,31×10〗^4

Figura 1. Ln(ɑ) Vs 1/T(K)

A condiciones estándar (T=28,9°C):

∆G°=-RTLn〖K_C〗^°

∆G°=∆H°-T∆S° ∆S°=-103,29 J/molK

Tabla 4. Determinación de 〖∆H〗^∞ :

〖∆H〗^∞=〖〖∆H〗_c〗^° +3RT^2 α_A

T(K) α(1/K) 〖∆H〗^∞ J/mol

302,05 3,0263×〖10〗^(-4) -1,24×〖10〗^4

323,25 4,5365×〖10〗^(-4) -1,19×〖10〗^4

333,25 5,1559×〖10〗^(-4) -1,17×〖10〗^4

342,15 5,6569×〖10〗^(-4) -1,14×〖10〗^4

Determinación de 〖〖∆H〗^∞〗_(dif,i) , a partir de datos teóricos:

〖〖∆H〗^∞〗_(dif,i)=〖〖∆H〗_f〗^° (i,soln)- 〖〖∆H〗_f〗^* (i,sólido)=-664,96 Kj/mol

Discusión de resultados

Se determinó la solubilidad y el Kps del electrólito Ca(OH)2, donde se observó que ambas disminuían al aumentar la temperatura, lo que resulta coherente con la literatura, pues de acuerdo con el principio de Le Châtelier, cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) la solubilidad disminuye y por tanto disminuye el Kps (2); pues el equilibrio se desplaza en sentido inverso generando mayor cantidad de electrolito y menor cantidad de los iones en solución (ver reacción 1); en este caso, el proceso de disolución fue exotérmico, el cual se ve reflejado en el valor de 〖〖ΔH〗^∞〗_(dif,i)= 〖-1,31×10〗^4 J/mol , que resulta negativo y

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