Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de Química

Laboratorio de Equilibrio y cinética

Práctica 2.

Equipo No. 2

Carrasco Ibarra Alfredo __________

Espinoza de los Monteros Casas Rafael Jonathan __________

Lom Romero Paola _________

Grupo: 29

Profesor: Dr. Gerardo Omar Hernández Segura

Fecha de entrega: 26/02/15

1. Objetivo GeneralEstudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a ésta.

2. Objetivos particulares

a) Determinar la solubilidad del KNO3 a diferentes temperaturas.

b) Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3y sobre la constante de equilibrio.

c) Obtener la constante de producto de solubilidad del KNO3.

d) Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO3.

e) Obtener las propiedades termodinámicas ΔG , ΔH YΔSpara la reacción de disociación del KNO3.

INTRODUCCION

La solubilidad se define como la máxima cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de disolvente a una temperatura especifica. Es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L).

En cálculos de equilibrios de solubilidad, usualmente se expresa como gramos de soluto por litro de disolución (g/L).

La constante del producto de solubilidad o simplemente el producto de solubilidad (Kps) es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, entre menor es su valor menos soluble será el compuesto. Sin embargo, al utilizar los valores de Kps para comparar solubilidades se deben elegir los compuestos que tengan formulas semejantes, como AgCl y ZnS, o CaF2 y Fe (OH)2.

KNO3(s) ↔ K+ (ac) + NO3

-(ac)

Kps=¿

Constante de equilibrio Keq

En el equilibrio las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en determinadas condiciones de presión y temperatura. A la relación que hay entre estas concentraciones, expresadas en molaridad [mol/L], se le llama constante de equilibrio. El valor de la constante de equilibrio depende de la temperatura del sistema, por lo que siempre tiene que especificarse. Así, para una reacción reversible, se puede generalizar:

aA + bB ↔ cC + dD K eq=[C]c [D ]d

[A ]a[B]b

En esta ecuación Keq es la constante de equilibrio para la reacción a una temperatura dada. Ésta es una expresión matemática de la ley de acción de masas que establece: para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Keq.

En el equilibrio, las concentraciones de los reactivos y productos pueden variar, pero el valor de Keq permanece constante si la temperatura no cambia.

De esta manera, el valor de la constante de equilibrio a una cierta temperatura nos sirve para predecir el sentido en el que se favorece una reacción, hacia los reactivos o hacia los productos, por tratarse de una reacción reversible.

Cuando todos los reactivos y productos están en disolución, la constante de equilibrio se expresa en concentración molar [mol/L]. Si se encuentran en fase gaseosa es más conveniente utilizar presiones parciales (P). Los sólidos y los líquidos puros no intervienen en la constante, por considerar que su concentración permanece constante. Generalmente al valor de la constante no se le ponen unidades.

MATERIAL

- Termómetro digital (-10° a 100°C).- 1 probeta graduada de 50 ml.- 1 vaso de p.p. de 1L.- 1 termómetro de mercurio- 1 lupa- 1 resistencia eléctrica- 1 tabla para calentar- 1 bureta- 1 soporte universal - 1 agitador de vidrio- 4g de KNO3

- Agua destilada

TOXICIDAD DE LOS REACTIVOS EMPLEADOS

Agua

0

0 0

Aspecto: Líquido transparente e incoloro. Olor: Inodoro. Punto de ebullición: 100°C Punto de fusión: 0°C Presión de vapor: (20°C) 23 hPa Densidad (20/4): 1,00 Solubilidad: Soluble en etanol. pH 5,0 – 6,5 Conductividad: 1,5-4,0 µmhos/cm Dureza:

Materias que deben evitarse: Metales alcalinos. Formación de hidrógeno

(riesgo de explosión) Metales alcalinotérreos en polvo. Anhídridos. Ácidos fuertes. (ATENCION: Se genera calor). Fósforo. Aluminio en polvo.

1

0

0

KNO3

Posibles efectos agudos a la salud

Ojos y Piel: Contacto en los ojos puede ocasionar irritación, picazón o ardor, lagrimeo profundo, contacto prolongado con la piel puede ocasionar irritación, con ampollas dolorosas e hinchazón.

Inhalación: Irritación de la tráquea respiratoria. Ingestión: Dolor de estómago, nauseas, vómito y diarrea.

Posibles efectos crónicos a la salud: Anemia, mareos, dolor de cabeza, perdida del aliento, ritmo cardíaco alto, problemas en los riñones, inconsciencia y dolor en el corazón.

Punto de Inflamación: Ninguno

Temperatura de auto ignición: No aplicable Límite inferior de explosividad: No aplicable Límite superior de explosividad: No aplicable Peligros inusuales de Incendio y explosividad: Ninguno

Medios de extinción: Apagar y suprimir el fuego, aunque el nitrato de potasio no sea flamable.

Procedimiento y equipo especial Contra incendio: Evacuar al personal y alejarse de la corriente de fuego. Usar equipo contra incendio y mascara antigases.

Derrame pequeño: Alejar el material de cualquier combustible, con una pala limpia poner el material en un contenedor limpio y seco de metal.

Derrame Grande: Alejar el material de cualquier combustible, si están mezclados avisar el cuerpo de bomberos que se mantengan alerta, utilizar equipo para recuperar el material y ponerlo en camiones, material que no esté contaminado se puede utilizar como fertilizante.

Procedimiento experimental

Tabla de datos Experimentales y Resultados:

n KNO3

Vol. H2O (mL)

Vol. total (mL) T(°C) T(K) 1/T (1/K) S (mol/L) Kps Ln KPs ΔG (J/mol)

0.0395 3 5 74.4 347.55 0.00287728 7.9 62.41 4.13372552 -11944.52680.0395 4 6 67.8 340.95 0.00293298 6.58333333 43.3402778 3.76908241 -10684.06070.0395 5 7 56.7 329.85 0.00303168 5.64285714 31.8418367 3.46078105 -9490.752150.0395 6 8 51.7 324.85 0.00307834 4.9375 24.3789063 3.19371826 -8625.603540.0395 7 9 47.1 320.25 0.00312256 4.38888889 19.2623457 2.95815219 -7876.253260.0395 8 10 38.2 311.35 0.00321182 3.95 15.6025 2.74743116 -7111.901110.0395 9 11 26.7 299.85 0.003335 3.59090909 12.8946281 2.5568108 -6374.00889

Sustancia: ΔH°f (kJ/mol) S°f (J/mol K)KNO3 -492.7 132.9K+ -252.38 102.5NO3

- -205 146.4

Valor: ΔH / (J/mol) ΔS / (J/mol K)Experimental 29061 116.73Teórico 35320 116%Error 17.7 0.6

Pendiente -3495.40217ordenada 14.040612Coef. Corr 0.95119171

0.0028 0.0029 0.003 0.0031 0.0032 0.0033 0.00340

0.5

1

1.5

2

2.5

3

3.5

4

4.5

f(x) = − 3495.40217433355 x + 14.0406120309197R² = 0.951191710350582

Obtención del Δ para KNO3

1/T (K-1)

ln K

Cálculos

KNO3 NO3-

+ K+

T (K )=273.15+ºc

T (K )=273.15+74.4=347.55 K

1T

=( 1347.55 )=0.00287728 K−1

S=mol/L

S= 0.0395

5 x10−3=7.9M

Kps=S2

Kps=(7.9)2=62.41

ln (Kps)=ln (62.41)=4.13372552

ΔG=−RTlnKps

ΔG=−8.314∗347.55∗4.13372552=−11944.5268J

mol

Datos teóricos

ΔH °r=(−205−252.38 KJ−(−492.7 KJ ) )∗1000=35320Jmol

TΔS°r=102.5J +146.4 J−132.9J=116J

mol∗K

Datos experimentales

ΔH °r=−(−3495.40217∗8.314)=29061 J /mol

TΔS°r=(14.040612∗8.314 )=116.73J /mol K

%E rror=valor teorico – valor Experimental

valor teorico∗100=%

%E∆ H° r=

35320J /mol−(29061J /mol )35320J /mol

∗100 %=17.7%

%ET ∆ S°r=

116J−(116.73 J )116 J

∗100=0.6 %

Análisis de resultados

Como se vio en la practica la solubilidad de KNO3 aumenta si aumentamos la temperatura, esto se vio se disolvía más rápido al calentar, conforme aumentaba la cantidad de agua en la solución era más fácil de disolver y por lo que la temperatura baja para que esto sucediera.

Cuando empezaban a aparecer los cristales es cuando había equilibrio químico en ya que la rapidez de transformación era la misma entre productos y reactivos. Como vemos el Kps es una cantidad mayor a uno, por lo que la reacción se desplaza a productos, por lo que se disocia en iones, por lo que las interacciones ion-dipolo son más fuertes que las interacciones ion-ion. Esto se ve cuando aumentamos la cantidad de agua y la sal se ioniza de forma más rápida porque hay más moléculas polares que pueden romper los cristales que son iónicos. También esto se puede ver porque la entropía es positiva, por lo que aumenta la cantidad de los microestados en la solución, y para ello se tendría que descomponer la solución en iones. La grafica también nos ayuda a ver que la ordenada al origen es positiva por lo que se mencionó anteriormente son otras maneras de ver que puede suceder en el sistema.

Si vemos el valor de ΔH es una cantidad positiva por lo que es un proceso endotérmico, entonces el proceso será mejor al aumentar la temperatura y fue claro cuando aumentábamos la temperatura y era más fácil de disolver el compuesto. Esto se puede corroborar con la gráfica que obtuvimos una pendiente negativa y multiplicada por el signo negativo nos daría una entalpia positiva.

De acuerdo a la tabla anterior y a los resultados la interpretación de estos vemos que ambos son positivos y como se había mencionado anteriormente es favorable a temperaturas altas porque se disolvió fácilmente la sal si aumentaba la temperatura.

Algunas fuentes de error es que no se haya observado bien cuando se formaban los cristales o en la probeta de que no era el volumen correcto al igual que en la probeta. Otra fuente de error fue que al mover la solución con el termómetro pudo haber provocado que se quedara pegada en las paredes del instrumento, al igual que cuando se sacaba el vástago para ver la cantidad de volumen en la probeta. Esto se vio afectado en los porcentajes de error que se obtuvieron principalmente en la de entalpía. También en la gráfica no obtuvimos un buen valor de R, lo que nos dice que nuestros datos no están muy ordenados.

Conclusiones

La solubilidad aumenta con el volumen de disolvente agregado y con la temperatura. Se puede observar que cuando baja la temperatura el KNO3 se cristaliza (disminuye la solubilidad). Esto indica que la solubilidad y por lo tanto también Kps son directamente proporcionales a la temperatura.

El valor de la constante de solubilidad nos ayuda a saber que tan soluble es un compuesto ya que si el valor de Kps es pequeño indica que el compuesto es poco soluble.

Bibliografía:

R. Chang, Química, McGraw Hill, 9° edición. México, 2007.

P. W. Atkins, Fisicoquímica, Addison Wesley iberoamericana, México, 1987.

R. Chang, Fisicoquímica, McGraw Hill, 3ra edición. México, 2009.