PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚ Facultad de Ciencias e Ingeniería Semestre 2010-1
LABORATORIO 2 DE FÍSICO-QUÍMICA SOLUBILIDAD Y TERMODINÁMICA Alumnas responsables: Antonella Hadzich 20074328 Brenda DAcunha 20067205 II Objetivos Estudiar la variación de la solubilidad con respecto a la temperatura para una reacción de equilibrio, por medio de la construcción de una curva de solubilidad. Relacionar las variables termodinámicas de entalpía (H), entropía (S) y energía libre de Gibbs (G) con los conceptos de equilibrio por medio de ecuaciones e cuaciones simples.
III - Fundamento teórico 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. Para el caso de un electrolito fuerte, como el nitrato de potasio, consideramos que, la siguiente reacción: KNO3 (S) + H2O K+ (ac) + NO3-(ac) Es un equilibrio cuando el sólido está en contacto con la disolución saturada, lo que se produce cuando empieza el proceso de cristalización, es decir, proceso por el cual se forma un sólido cristalino a partir de una disolución, gas o líquido, ya sea para purificarla, transportarla, etc. Es así como podemos hallar la constante de equilibrio para la reacción: r eacción:
Luego, es posible simplificar esta ecuación si consideramos que tanto la actividad del agua como la de los iones de la sal son iguales a 1, y obtenemos: Kps= [K+]. [NO3-]= s.s = s2 Donde KPS es la constante de solubilidad y s es la solubilidad de la sal en moles de soluto por litros de disolución. Es posible asociar esta constante de solubilidad con la energía libre de Gibbs (G), que es una función de estado extensiva que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química, por medio de la l a siguiente ecuación:
G
= -RT Ln (Kps)
Donde R es la constante universal de los gases y T es la temperatura expresada en Kelvin. Recordando que si G<0 se favorece la formación de productos (es espontánea) y si es mayor a cero, entonces se favorece la formación de reactivos. Con el fin de explicar, o predecir, la solubilidad de una sustancia en el agua, hay que considerar, también, tanto los efectos de la energía como los efectos de la estructura . El factor energético se refiere al calor de disolución (H), 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. El H 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. Entonces, vemos que es posible relacionar la temperatura con la constante de equilibrio, por medio de las siguientes funciones termodinámicas:
, que también se puede expresar como: Los efectos de estructura, se pueden explicar si utilizamos el término de entropía de la solución (S) y está relacionado con la diferencia en el desorden estructural que hay entre el sólido KNO3 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 S es positivo y se favorece la disolución. Este S es posible hallarlo si lo relacionamos con la espontaneidad de una reacción y el calor necesario para que suceda, de manera que obtenemos la siguiente sig uiente expresión: G = H
T S Donde T es la temperatura en Kelvin, y es el factor que balancea los cambios en la entalpía y en la entropía, como consecuencia, se puede generalizar diciendo que las reacciones son energía llevada a bajas temperaturas y entropía llevada a altas temperaturas. IV Parte Experimental IV.1. Reactivo: KNO3 (Grado de pureza PA) Propiedades generales Nombre Fórmula química Apariencia
Nitrato de Potasio KNO3 Sólido blanco
Propiedades Físicas Peso molecular Punto de fusión Punto de ebullición Densidad Estructura cristalina Solubilidad
101,1g 607K Se descompone a 673K 3 3 2,1x10 kg/m Aragonita 35g en 100 g de agua
IV.2. Esquema de procedimiento
Pesar 15g de KNO3 y transferir a un tubo de ensayo grande.
Agregar 5mL de agua destilada y calentar hasta completa disolución.
Añadir 15mL de agua destilada e introducir el tubo en baño de agua caliente hasta disolver el sólido.
Determinar y registrar el volumen de la solucion por comparación con otro tubo de agua destilada
Registrar temperatura cuando aparezcan los primeros cristales
Introducir un termómetro en la solución de KNO3 y enfriar por medio de suave agitación.
Repetir el procedimiento hasta que la temperatura sea parecida a la del ambiente, agregando 5mL cada vez.
Medir nuevamente nuevamente
la temperatura de formación de cristales.
V- Datos V.1. Datos teóricos
×
× T= 298K
37,22 KJ 115,8 J
V.2.Datos Experimentales Tabla 1.- Masa utilizada de KNO3 en ambos ensayos.
N° Ensayos 1
Masa
de KNO3 (g) 15,0134
2
15,0009
Tabla 2.2.- Datos experimentales del primer ensayo N° Ensayo
Volumen real de solución (mL) 22,0 26,9 31,6 37,0 41,9
1 2 3 4 5
Temperatura de Formación de cristales (K) 331,50 318,15 308,15 304,15 299,15
1/T -1 (K ) 0,00302 0,00314 0,00324 0,00329 0,00334
Tabla 3.- Datos experimentales del segundo ensayo N° Ensayo
Volumen real de solución (mL) 21,0 26,3 30,1 35,9 40,8
1 2 3 4 5
Temperatura de Formación de cristales (K) 330,15 317,15 307,15 303,15 298,15
1/T -1 (K ) 0,00303 0,00315 0,00326 0,00329 0,00335
VI Cálculos y resultado VI.1. Cálculos VI.1.1. Primer ensayo El número de moles de KNO3 utilizado es:
Tabla 4.N° Ensayo 1 2 3 4 5
Solubilidad (mol/L) 6,75 5,52 4,69 4,01 3,54
K
lnK
45,6 30,5 21,9 16,1 12,5
3,82 3,42 3,09 2,78 2,53
Tabla 5.-Cálculos 5.-Cálculos para hallar N° Ensayo
1 2 3 4 5
Temperatura de Formación de cristales (K) 331,50 318,15 308,15 304,15 299,15
lnK
(KJ/mol) 3,82 3,42 3,09 2,78 2,53
Gráfico 1.- Cálculo de . Gráfica de LnK vs 1/T, cuya regresión r egresión lineal posee la pendiente
;
-10,53 -9,04 -7,91 -7,03 -6,28
.
VI.1.2. Segundo ensayo El número de moles de KNO3 utilizado es:
Tabla 6.N° Ensayo
Solubilidad (mol/L) 7,06 5,64 4,93 4,13 3,64
1 2 3 4 5
Tabla 7.-Cálculos 7.-Cálculos para hallar N° Ensayo
lnK
49,84 31,81 24,30 17,06 13,25
3,91 3,46 3,19 2,84 2,58
lnK
Temperatura de Formación de cristales (K) 330,15 317,15 307,15 303,15 298,15
1 2 3 4 5
K
(KJ/mol) 3,91 3,46 3,19 2,84 2,58
Gráfico 2.- Cálculo de . Gráfica de LnK vs 1/T, cuya regresión r egresión lineal posee la pendiente
;
.
-10,73 -9,12 -8,15 -7,16 -6,39
VI.2. Resultados IX Referencias -
CRC HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 87th Ed. 2006-2007 BROWN, T. L., H. E.Le May Jr., B. Bursten. Química, la ciencia central.7ma edición. Prentice Hall, 1998. CHANG, R. Química. 7ma edición, Mc Graw-Hill, 2003. http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_ http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_docs/EQF_Prac docs/EQF_Practica4.pdf. tica4.pdf. Visitado el día 16 de abril del 2010. pages.towson.edu/debye/chem111/F2000/f00solubility pages.towson.edu/debye/chem111/F2000/f00 solubility _alt.doc. Visitado el día 17 de abril del 2010.
