PRÁCTICA NO. 2 CONSTANTE DE EQUILIBRIO. DISOLUCIÓN DEL KNO 3 Grupo: 32 Equipo: 3 “Los huachinangos” González Jiménez José Manuel, Morales Oliver Axel J avier y Zendejas López Emilio Fecha de entrega: 23 de febrero de 2017
Objetivos generales
K ps K NO NO3
Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades propiedades termodinámicas asociadas a ésta.
No se toman en cuenta la concentración concentración del KNO 3 ya que se encuentra en estado sólido y se trata de un equilibrio de especies en disolución acuosa.
Objetivos particulares
Para el cálculo teórico de la entalpia de la reacción se requieren los datos presentados en la Tabla 1 y re alizar las operaciones correspondientes a la Ley de Hesse.
a) Determinar la solubilidad del KNO 3 a diferentes temperaturas. b) Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO 3 y 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 ter modinámicas ΔG, ΔH y ΔS para la reacción de disolución del KNO 3.
Tabla 1. Entalpias de formación.
K + (ac) NO3-
-252.14 -206.85
H ni H i
productos
niH i
reactivos
i 1
Es posible calcular el ΔH de la reacción de disociación del KNO 3:
H 252.14 206.85 494.6 Dando como resultado:
1000 J H 35.61 kJ mol 1 1kJ H 35610 J mol 1 → Valor teórico Metodología
cC dD
1. Pesar en la balanza analítica 4.0 gramos de KNO 3 usando una charolita, una espátula, y colocarlo dentro de una probeta de 50 mL. 2. Se deben disolver los 4 g de soluto en 3 mL de agua destilada, para ello se utiliza una bureta graduada. 3. Colocar la bureta en un baño maría para disolver completamente el exceso de soluto. 4. Retirar la probeta del baño y dejar enfriar, colocar el termómetro digital dentro de la probeta
d
C D a b A B
Para el caso la esta práctica se tiene la reacción siguiente:
KNO3(s ) H 2O(l )
n
i 1
K ps se define como:
K ps
ΔHf (kJ/mol) (kJ/mol) -494.6
n
La solubilidad es la cantidad de una sustancia que se disuelve en una cantidad dada de disolvente a una temperatura determinada para formar una disolución saturada, que es aquella donde el soluto disuelto y no disuelto están en equilibrio. La constante de producto de solubilidad K ps ps relaciona al equilibrio de una sal sólida y sus iones en disolución. disolución. Proporciona una medida cuantitativa de la solubilidad solubilidad de una sal ligeramente soluble. Para una reacción:
c
Especie química KNO3 (s)
De la Ley de Hesse que tiene que:
Introducción
aA bB
(1)
K (ac ) NO3 (ac )
Donde la expresión de la constante de solubilidad es la siguiente:
1
y registrar la temperatura a la cual se forman los primeros cristales. 5. Agregar un mL de agua y repetir los pasos 3 y 4 hasta registrar 7 datos.
Tabla 4. Valores de Energía de Gibbs y Entropía
Dato 1 2 3 4 5 6 7
Resultados Los datos obtenidos de temperatura y volumen se registraron en la Tabla 2.
ΔG (J/mol)
ln K 4.438589636 3.983021775 3.643223701 3.299523187 3.029173631 2.874400303 2.653069168
-12522.8411 -10916.3080 -9660.9195 -8554.7427 -7740.4713 -7239.8276 -6514.7172
Tabla 2.datos experimentales de T y V a P constante
Dato 1 2 3 4 5 6 7
Vol (mL) 4.3 5.4 6.4 7.6 8.7 9.4 10.5
Vol (L) 0.0043 0.0054 0.0064 0.0076 0.0087 0.0094 0.0105
T (°C) 66.2 56.5 45.8 38.7 34.2 29.8 22.2
T (K) 339.35 329.65 318.95 311.85 307.35 302.95 295.35
Finalmente, con los datos obtenidos previamente, se construyó la Gráfica 1 basándonos en la siguiente deducción: Si G RT ln K y G H T S Entonces RT ln K H T S Despejando ln K se tiene que
Para los valores de solubilidad se calculan utilizando el siguiente algoritmo: 1 mol KNO mol 1 3 Si 4 g KNO3 101.103 g KNO3 Vi L disol. L
ln K
Y
H 1 S R T R
m
X
Se calculó la constante de solubilidad K ps con base en la expresión (1), donde dado que la relación es uno a uno se puede tener que:
K ps
S S
2
S
(4)
b
ΔH
(2)
(5)
para KNO3
5
4
Donde S es la solubilidad se cada ion en la disolución.
3 K n l
Los resultados del cálculo anterior se re gistraron en la Tabla 3. Dato 1 2 3 4 5 6 7
1/T (T ) 0.002946810 0.003033520 0.003135288 0.003206670 0.003253620 0.003300875 0.003385813
Sol. (mol/L) 9.20084031 7.32659506 6.18181459 5.20573860 4.54754176 4.20889504 3.76796318
y = -4156.2x + 16.636 R² = 0.9907
1
Tabla 3. Valores de solubilidad y K ps -1
2
0 0.0029 0.00295
Kps 84.6554625 53.6789952 38.2148316 27.0997144 20.6801361 17.7147974 14.1975465
0.003
0.00305 0.0031 0.00315 0.0032 0.00325 0.0033 0.00335 0.0034
1/T (K -1)
Gráfica 1. ΔH de formación para el KNO 3
Conociendo los valores de la pendiente y la ordenada al origen es posible calcular el valor de ΔH y ΔS con la siguiente ecuación: H mR
Con base en la siguiente ecuación se calculó el ΔG correspondiente a cada dato experimental:
Donde m es la pendiente
Gi RTi ln K i
H 34554.6468 J mol
H R
(3)
1
Donde R es la constante de gas ideal cuyo valor es de 8.314 J/mol*K
S bR
2
(6)
Donde b es la ordenada al origen
Dado que el valor de ΔH es positivo, el proceso es de tipo endotérmico y, por lo tanto, requiere de energía.
S R
S 138.311704 J mol
1
1
K
(7)
c.
Tabla 5. Valores de entropía para cada dato experimental
ΔS (J/mol K)
Dato 1 2 3 4 5 6 7
15975746 14989500 14102555 13443663 12999405 12661636 12129837
Conclusiones En esta práctica pudimos determinar la constante de solubilidad del KNO 3 modificando la temperatura, de acuerdo a la tabla 2 vemos que a mayor volumen de disolución se requiere una menor temperatura para formar cristales del KNO 3, también pudimos notar que hay una relación inversa entre el volumen y la solubilidad molar así como la Kps, finalmente obtuvimos valores negativos de ΔG, lo cual nos indica que la reacción de disolución del KNO 3 es espontánea.
Análisis y discusión de resultados 1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿Qué representa esta pendiente? ¿Qué unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos. H J mol m K R J mol K 1
1
¿Es el valor de ΔS consistente con el esperado para esta reacción? Si ya que se esperaba un proceso favorecido al incrementar la temperatura y que por lo tanto aumentara el desorden del sistema (la movilidad de las especies químicas).
1
Referencias 2. Compara el valor de obtenido ΔH experimentalmente con el teórico calculado a 25°C. %
35610 34554.6468
35610
[1] Brown, T. L., Murphy, C. J., Woodward, P. M., Bursten, B. E., & LeMay Jr., H. E. (2014). Química, la ciencia central (Decimosegunda ed.). México: Pearson Educación.
100 3%
[2] Castellan, G. W. (1998). Fisicoquímica (Segunda ed.). México: Pearson Addison Wesley.
Por lo que se obtuvo un dato muy cercano al teórico.
[3] Levine, I. N. (2004). Fisicoquímica (Quinta ed., Vol. Vol. I). España: McGraw-Hill.
3. Calcular ΔS a partir de los valores de ΔG y ΔH obtenidos para cada evento. Los valores de ΔS para cada evento están reportados en la Tabla 5.
[4] Lide, D. R. (2005). CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC Press.
4. A partir de los resultados obtenidos para el ΔG, ΔH y ΔS, discutir y contestar las siguientes preguntas: a.
¿Es el proceso de disolver KNO 3 en agua espontáneo a todas las temperaturas estudiadas? Si ya que todos los valores de ΔG calculados son negativos.
b. ¿Es una reacción que libera energía o que requiere energía? 3
