Práctica 7“Determinación de magnitudes

termodinámicas del KNO3 a partir de su solubilidad en agua a varias

temperaturas”.

EQUIPO 5Aguilar Magaña DianaCanto Rodríguez YuselinePeniche Helguera MarcoPérez Muñoz Sharon

Objetivos:Objetivos:

Estudiar un equilibrio químico: solubilidad de una sal.

Comprobar experimentalmente la relación solubilidad-constante de equilibrio-temperatura.

Calcular la Entalpia de la solubilidad del KNO3 a partir de la pendiente de la ecuación que relaciona la constante de equilibrio con la temperatura (ecuación de Van´t Hoff).

Determinar la energía libre y Entropía.

EQUILIBRIO QUíMICOEQUILIBRIO QUíMICO

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si la sustancias presentes.

Es decir que el equilibrio químico se da cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

En términos de velocidad se puede expresar:

aA + bB cC + dD

Cuando ambas velocidades se igualan se considera un equilibrio químico.

Vd

Vi

Vd= Velocidad de formación de los productos (velocidad directa)

Vi= Velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversas)

SOLUBILIDAD: Es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente).En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble

SAL: Una sal es un compuesto químico formado por cationes enlazados a aniones . Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.

Ecuación de VanEcuación de Van’t’t Hoff HoffSe denomina como la expresión De la

presión osmótica de una disolución ideal, de la forma:

∏= CBRTDonde CB es la concentración del

soluto.

Es una expresión de la pendiente del gráfico de la constante de equilibrio (específicamente, Ln K) en función de la temperatura.

Donde:K= Constante∆H= Cambio de EntalpíaR= Constante de los gases idealesT= Temperatura

EntropíaEntropía

Energía libre Energía libre Los procesos químicos en general se llevan a

cabo en recipientes abiertos a presión constante.

Al tomar en cuenta esta relación el físico Gibbs definió una nueva función termodinámica que en la actualidad se conoce como función de Gibbs o energía de Gibbs y que se representa mediante el símbolo G:

G= H-T SS es la entropía y T temperatura absoluta

A temperatura constante: dG=dH- T dS

En condiciones de equilibrio a temperatura y presión constante es:

dG= 0Como G esta formado por H, T y S,

que son funciones de estado, entonces también es una función de estado

Diagrama metodológico Diagrama metodológico

Pesar 10g KNO3 en tubo de ensayo

Instalar sistema para determinar magnitudes termodinámicas

Colocar agitador magnético en tubo de ensayo

Añadir desde bureta 7.0mL de agua al tubo de ensayo

Sacar tubo del baño maría

Agitar constantemente

Calentar mezcla en baño maría hasta disolución

Insertar termómetro en el orificio del tapón

Cerrar tubo con tapón horadado

Llenar un tubo de ensayo hasta igualar el niveldel tubo anterior

Medir volumen de disolvente a temperatura ambiente

Anotar temperatura de aparición de los primeroscristales

Seguir agitando para evitar sobresaturación

Dejar que se enfríe

Añadir a disolución 3mL de agua destilada

Anotar temperatura de aparición de cristales

Dejar enfriar sin dejar de agitar

Volver a calentar hasta disolución

Confirmar temperatura de aparición de los primeroscristales

Añadir 3mL cada vez que se repita

Repetir procedimiento 5 o 6 veces

Determinar volumen de disolución y temperatura de equilibrio

Calentar hasta disolución de todo el sólido

R1

Diagrama ecológicoDiagrama ecológico

KNO3 + agua destilada Disoluciones de metales

y sales inorgánicas

R1

Referencias bibliográficasReferencias bibliográficaswww.

Mcgraw-hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf

John W. Hill, Ralph H. Petrucci, General Chemistry, 2nd edition, Prentice Hall, 1999. página 442.

Martínez Lorenzo, Antonio (1997). Formulación química IUPAC. Editorial Bruño. Página 125.

C.J Willis. Resolución de problemas de química general. Editorial Reverté s.a ; 1995. Página 104.

Climent Maria José; Esplá Mercedes; Jimenez María C; Morera Isabel; Tormos Rosa. Fundamentos Químicos de la ingeniería: un curso en transparencias. Editorial Universidad politécnica de valencia. 2004. Página 25

J.M Costa. Diccionario de Química Física. Universidad de Barcelona. 2005. Página 164.

Atkins de Paula. Atkins Quimica Física. 8ª edición. Editorial médica Panamericana. 2006. Página 354.

Laidler K. Meiser J. Fisicoquímica. editorial Patria. México, 2007. pp 98, 117-118

Costa J M. Diccionario de química física. Díaz Santos Ediciones Barcelona.[en línea] 2005 pp 204-205