OBJETIVOS 1. Obtener experimentalmente una curva de solubilidad para el KNO3 en agua con respecto a la temperatura. 2. Obtener experimentalmente una curva de cristalización para el KNO3 en agua con respecto a la temperatura. 3. Entender cómo la temperatura afecta la solubilidad de una sal iónica soluble en agua.
MARCO TEÓRICO [1-3] 1. Solubilidad de una sustancia Recordando lo expuesto en la práctica 1, Una solución, o también disolución, es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia que está presente en mayor cantidad en moles se llama disolvente, o más comúnmente , solvente. Las demás sustancias de la disolución se denominan solutos, y se dice que están disueltas en el solvente. Por ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de sodio NaCl en una gran cantidad de agua, decimos decimos que el agua es el disolven disolvente te y el cloruro de sodio es el soluto. El solvente siempre es uno sólo, mientras que puede haber muchos solutos disueltos en un mismo solvente. La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente a una temperatura específica. Sólo 3 mol de PbI2 se disuelve en un litro de agua a 25 . En nuestras explicaciones, nos referiremos a cualquier sustancia con una solubilidad menor que 0.01 mol/L como insoluble insoluble.. Hay muchos factores que afectan la solubilidad. Pero por lo menos, la solubilidad de una sustancia en otra depende de 1) la naturaleza tanto del soluto como del disolvente, disolvente, 2) de la temperatura y, temperatura y, 3) solamente en el caso de los gases, de la presión.
2. El proceso de solución Se forma una disolución cuando una sustancia se dispersa de manera uniforme en otra. Con la excepción de las mezclas de gases, en todas las disoluciones intervienen sustancias en fase condensada. Las disoluciones se forman cuando las fuerzas de atracción entre las partículas de soluto y de disolvente son de magnitud comparable con la de las que existen entre las partículas de soluto mismas o entre las partículas de disolvente mismas. Por ejemplo, la sustancia iónica NaCl(s NaCl(s) se disuelve fácilmente en agua porque la interacción atractiva entre los iones y y las moléculas polares del H2O( O(l l ) sobrepasa la energía que mantiene unidas a las moléculas del NaCl(s NaCl(s), que se llama energía de red. Examinemos más de cerca este proceso de disolución, prestando especial atención a las fuerzas de atracción.
Figura 1 Disolución de un sólido iónico en agua. (a) La sustancia sólida es hidratada por las moléculas de agua, con los átomos de oxígeno de las moléculas de agua orientados hacia los cationes y los hidrógenos orientados hacia los aniones. (b, c) A medida que avanza el proceso de disolución, los iones individuales son retirados de la superficie sólida y se convierten en especies hidratadas totalmente individuales en disolución.Tomado de la literatura [1; 2].
Cuando se agrega NaCl al agua (Figura 1), las moléculas de agua se orientan en la superficie de los cristales de NaCl. El extremo positivo del dipolo del agua se orienta hacia los iones , y el extremo negativo, hacia los iones . Las atracciones ion-dipolo entre los iones y y las moléculas del agua tienen la fuerza suficiente para sacar dichos iones de sus posiciones en el cristal. Una vez separados del cristal, los iones y quedan rodeados por moléculas de agua, como se muestra en la figura 1 (b y c) y en la figura 2. Tales interacciones entre el soluto y las moléculas del disolvente se denominan solvatación . Si el disolvente es agua, las interacciones reciben el nombre de hidratación.
Figura 2 Iones Na+ y Cl- hidratados. Los extremos negativos del dipolo del agua apuntan hacia el ion positivo, y los extremos positivos, hacia el ion n egativo.Tomado de la literatura [1; 2].
Ejercicio 1: a) Explique se entiende por solubilidad. b) Describa los tres factores que afectan la solubilidad de una sustancia en otra. c) Según lo hasta acá ilustrado, ¿Por qué el NaCl (s) no se disuelve en solventes apolares, como el C 6H14?
3. Cambios de energía y formación de disoluciones (¡Muy, pero muy importante!) El cloruro de sodio se disuelve en agua porque las moléculas de agua tienen suficiente atracción por los iones Na+ y Cl- para vencer la atracción que estos dos iones experimentan entre sí en el cristal. Para formar una disolución acuosa de NaCl, las moléculas de agua también deben separarse unas de otras para dejar huecos en el disolvente que serán ocupados por los iones y . Así, podemos imaginar que los cambios de energía globales en la formación de una disolución tienen tres componentes, los cuales se ilustran de forma esquemática en la figura 3. El cambio de energía al formarse una disolución se denomina entalpía de disolución ∆olución (también se le suele llamar calor total de solución ) y se puede expresar como la suma de tres términos: ∆olución = ∆1 + ∆2 + ∆3
(1)
En la figura 4 (abajo) se representa el cambio de entalpía asociado a cada una de estos componentes. La separación de las partículas del soluto requiere un aporte de energía para vencer sus interacciones de atracción (por ejemplo, separar los iones y ). Por tanto, el proceso es endotérmico (ΔH 1 > 0). La separación de las moléculas de disolvente para dar cabida al soluto también requiere energía (ΔH 2 > 0). La tercera componente surge de las interacciones de atracción entre el soluto y el disolvente, y da lugar a un proceso exotérmico (ΔH 3 < 0).
Figura 3 Representación de las tres contribuciones energéticas al calor de disolución total de un soluto. Como se apunta en el texto, ΔH 1 y ΔH 2 representan procesos endotérmicos, que requieren un aporte de energía, en tanto que ΔH 3 representa un proceso exotérmico. Tomado de la literatura [1; 2].
Como se aprecia en la figura 4 , si bien los procesos de disolución suelen ser en su mayoría exotérmicos, también pueden ser endotérmicos, porque la suma de los tres términos de entalpía de la ecuación 1 puede dar un resultado negativo o positivo. Así, la formación de una disolución puede ser exotérmica o endotérmica. Por ejemplo, cuando se agrega sulfato de magnesio MgSO 4 a agua, la solución resultante sufre un aumento considerable de temperatura (solución exotérmica): ∆olución = 91.2 kJ/mol. En contraste, tras disolver de nitrato de amonio NH 4NO3 se termina con un descenso de temperatura (solución endotérmica): ∆olución = 26.4 kJ/mol.
Figura 4 Análisis de los cambios de entalpía que acompañan al proceso de disolución. Los tres procesos se ilustran en la figura 3. El diagrama de la izquierda ilustra un proceso exotérmico neto (ΔH disoln < 0); el de la derecha muestra un proceso endotérmico neto (ΔH disoln > 0). Tomado de la literatura [1].
De lo anterior, podemos afirmar que la interacción soluto-solvente debe ser lo bastante fuerte como para que ΔH 3 tenga una magnitud comparable o mayor a ΔH 1 + ΔH 2. Es por esto que los solutos iónicos como el NaCl no se disuelven en líquidos no polares como la gasolina. Las moléculas de hidrocarburo no polares de la gasolina sólo experimentan interacciones débiles con los iones, y tales interacciones no compensan las energías necesarias para separar los iones unos de otros. Por un razonamiento similar, podemos entender por qué un líquido polar como el agua no forma soluciones con un líquido no polar como el octano, C 8H18. Las moléculas de agua experimentan fuertes interacciones de enlaces de hidrógeno entre sí. Es preciso vencer estas fuerzas de atracción para dispersar lasmoléculas de agua entre las del líquido no polar. La energía necesaria para separarlas moléculas de H2O no se recupera en forma de interacciones de atracción entre lasmoléculas de H2O y de C8H18. Finalmente, es muy importante resaltar que el cambio en la entalpía al producirse una solución no es el único factor que hace posible que ocurra de manera natural la disolución, pues también es necesario tener en cuenta otras dos formas de energía, conocidas como entropía y energía libre, para discernir si una disolución ocurre de manera espontánea.
Ejercicio 2: Explique qué se entiende por un proceso de solubilidad a) Endotérmico, b) Exotérmico. b) Suponga que al disolver, en el laboratorio, cierta cantidad de ácido sulfúrico en agua, la temperatura de la solución pasa de 10 a 7 . ¿Es una solución endotérmica o exotérmica?
4. FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD: ¿CUÁNDO UNA SUSTANCIA SE DISUELVE EN OTRA? Anteriormente se ha mostrado que una sustancia se disolverá en otra, generalmente, si las atracciones solutosolvente son mayores que las atracciones soluto-soluto y que las atracciones solvente-solvente. Pero de una forma más práctica, esto ocurrirá dependiendo de los siguientes factores, ya antes mencionados:
a.
: Sustancias polares se disuelven fácilmente en solventes polares, y solutos apolares se disuelven fácil en solventes apolares. Recuérdese que, a grandes rasgos, entre las moléculas pueden existir interacciones Son las interacciones entra cargas netas, como las que hay entre los iones y en el NaCl(s); Forman , son las interacciones más fuertes, y por esto, la mayoría de las sustancias formadas por iones son sólidas a T y P normales. pero dichos enlaces Cuando en una molécula los enlaces no son iónicos sino presentan átomos de distinta electronegatividad los electrones no son igualmente compartidos sino que preferentemente se ubican la mayor parte del tiempo alrededor del átomo más electronegativo. Esto provoca que haya una carga parcial positiva (δ +) sobre el átomo más electronegativo y una carga parcial positiva (δ−) sobre el de menor electronegatividad. Entonces, se configura un , es decir, un enlace con distribución desigual de la carga electrónica, y el enlace se denomina un enlace covalente polar. El agua presenta este fenómeno en sus dos enlaces O − H, como se ilustra en la figura 5.
El agua es una molécula muy polar ya que sus dipolos de enlace no se cancelan sino que generan un dipolo permanente. En general, una molécula en la cual sus dipolos de enlace no se cancelan tendrá un dipolo permanente.
Agua
Dipolos en los enlaces Figura 5
Dipolo neto de la molécula
Tomado de internet [4].
El agua puede interactuar fácilmente con iones positivos o negativos porque sus cargas parciales positivas pueden interactuar con los aniones y su carga parcial negativa puede interactuar con los cationes (Figura 2). Entonces, el agua establece con los iones , y por ello, puede un sólido iónico generalmente disolverse muy fácil en agua. El agua establece consigo misma interacciones dipolo –dipolo llamadas puentes de hidrógeno, pues el hidrógeno de una molécula se asocia con el oxígeno de otra y así consecutivamente entre muchas moléculas de agua. La gran mayoría de hidrocarburos están formados por enlaces − H que tiene tan poca polaridad, que en la práctica se les cataloga como moléculas Una molécula con dipolo permanente puede inducir la aparición de un dipolo temporal en una segunda molécula a su alrededor. Por ejemplo, cuando se juntan agua y benceno, el dipolo permanente del agua induce un dipolo en los electrones benceno. Por ello, el benceno que es apolar, puede disolverse en agua. En este caso, la solución ocurre mediante . Las moléculas apolares, como los derivados del petróleo, no se pueden asociar entre sí por interacciones dipolares como las descritas hasta ahora, sino que lo hacen mediante Estas fuerzas aparecen simplemente porque los electrones no están quietos, y al moverse, momentáneamente aparecen dipolos que no duran mucho tiempo pero apenas alcanzan a permitir que las moléculas se atraigan. Como todas las moléculas tienen electrones en sus enlaces, todas las moléculas presentan fuerzas de dispersión. En resumen, entre más fuertes sean las interacciones que pueden formar un soluto y un solvente, más probable es que se pueda formar la solución. Por ello, sustancias polares se disuelven fácilmente en solventes polares, y solutos apolares se disuelven fácilmente en solventes apolares. Cuando se trata de un soluto y un solvente de tamaño comparable,
5. Polaridad y solubilidad: Grupos polares Como se explicó antes, el grado en que una sustancia se disuelve en otra depende principalmente de la polaridad tanto del soluto como del disolvente, dado que sean moléculas de tamaño comparable. También, la solubilidad de un sustancia en otra depende de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, de la presión. Ahora extenderemos este conocimiento a moléculas grandes.
Los líquidos polares y muchos sólidos iónicos suelen disolverse fácilmente en disolventes polares . El agua no sólo es polar, sino que también puede formar puentes de hidrógeno. Por tanto, las moléculas polares, y en especial las que pueden formar puentes de hidrógeno con las moléculas de agua, suelen ser solubles en agua. Por ejemplo, la acetona, una molécula polar, se mezcla en todas proporciones con agua. La acetona tiene un enlace C=O muy polar y dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de O, los cuales pueden formar puentes de hidrógeno con el agua, y de ahí su altísima solubilidad en agua. En este orden de ideas, los líquidos apolares suelen ser insolubles en líquidos polares. Por ello, el hexano (C6H14) y muchas sustancias no polares, como muchos hidrocarburos lineales y cíclicos, muchos aceites, o la gasolina, no se disuelven en agua.
Cuando se trata de analizar la solubilidad de moléculas grandes en agua o en otro solvente, la polaridad depende de la cantidad de grupos polares que tenga el soluto , es decir, de la cantidad de grupos con átomos electronegativos. Entonces, una forma de mejorar la solubilidad de una sustancia en agua es aumentar el número de grupos polares que contiene . Por ejemplo, si el número de grupos OH a lo largo de la cadena de carbono de un soluto aumenta, hay más formación de puentes de hidrógeno entre ese soluto y el agua, y la solubilidad aumenta. La glucosa (C6H12O6), tiene cinco grupos OH en un esqueleto de seis carbonos, y esto hace a la molécula muy soluble en agua: La glucosa tiene una solubilidad en agua a 17.5 ºC de 83 g por cada 100 mL de agua, mientras que el ciclohexano, por no tener grupo polares, es prácticamente insoluble en agua. Esto se ilustra en la Figura 6.
Usualmente, entre más asimétrica sea y más grupos polares tenga una molécula, será más polar, y por lo tanto, más soluble en solventes polares, como el agua.
Grupos polares que pueden establecer enlaces de hidrógeno con el agua.
El Ciclohexano, C 6H12, como no tiene grupos polares, es prácticamente insoluble en agua.
La Glucosa, C 6H12O6, como tiene cinco grupos OH, que son muy polares, es altamente soluble en agua.
Figura 6 La cantidad de grupos polares de un soluto aumenta su solubilidad en agua. Tomado de la literatura [1; 2]
6. Temperatura y solubilidad: Curvas de solubilidad La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua aumenta al incrementarse la temperatura de la disolución . La gráfica que relaciona la variación de la solubilidad de un sólido en un solvente al cambiar la temperatura se llama una curva de solubilidad. En la figura 6 (siguiente página) se muestra este efecto sobre la solubilidad de varias sustancias iónicas en agua. Observe que, en general, la solubilidad de un sólido aumenta al incrementarse la temperatura , como es el caso de KNO3 o del K2Cr2O7. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a esta regla, como se observa con el Ce2(SO4)3, cuya curva de solubilidad tiende hacia abajo al aumentar la temperatura. En contraste con los solutos sólidos, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura (Figura 7, siguiente página). Si calentamos un vaso de agua fría de la llave, se observarán burbujas de aire en el interior del vaso. De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO 2 si se les permite calentarse; al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y CO2( g) escapa de la disolución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto es mucho más grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los peces pueden asfixiarse y morir en estas condiciones. Finalmente, la solubilidad de líquidos en otros líquidos, dado que sus interacciones favorezcan el proceso de solución, no se afecta apreciablemente por la temperatura ni por la presión. Si dos líquidos se mezclan, generalmente lo harán en todas las proporciones o no lo harán. Si los líquidos se mezclan, se les llama miscibles (como el etanol y el agua), y si no se mezclan apreciablemente, se denominan inmiscibles (como las gasolinas y el agua).
Figura 6 Curvas de Solubilidad de varios compuestos iónicos en agua en función de la temperatura . Tomado de http://img.docstoccdn.com/thumb/orig/83007193.png
Figura 7 Curvas de Solubilidad de varios gases en agua en función de la temperatura. Observe que las solubilidades se dan en miligramos de gas disueltos por cada 100 g de solución, para una presión total constante de 1 atm del gas sobre la solución. Tomado de http://images.flatworldknowledge.com/averill/averill-fig13_010.jpg
Ejercicio 3: Usando lo hasta acá ilustrado, (a) explique por qué el NaCl se disuelve en agua pero no en benceno (C 6H6). (b) Consulte en la literatura qué es la energía de red de un sólido. ¿Por qué las sustancias iónicas con más alta energía de red suelen ser menos solubles en agua que aquellas con más baja energía de red?
7. Presión y solubilidad: Ley de Henry La presión afecta de manera apreciable solamente la solubilidad de gases en líquidos . La solubilidad de un gas en un solvente aumenta al aumentar la presión del mismo gas sobre la solución. Esto se expresa mediante la Ley de Henry: = g g es la solubilidad del gas disuelto en el solvente, en Molaridad; es la constante de Ley de Henry para el gas (cambia al variar la temperatura) y g es la presión parcial del gas sobre la solución. En la figura a la derecha, se nota que al aumentar la presión del gas sobre la solución, de (a) a (b), se ve obligado a entrar en mayor cantidad al líquido, por lo que se solubiliza más. Por esto, las bebidas carbonatadas se fabrican a altas presiones de CO2 sobre el líquido de la gaseosa con el fin asegurar una alta concentración molar de CO2 en el líquido.
Finalmente , incrementar la presión tiene un efecto despreciable sobre la solubilidad de líquidos y sólidos que se disuelven en líquidos.
Ejercicio 4: Una bebida gaseosa es embotellada a 25 y contiene CO2 a presión de 5.0 atm sobre el líquido. Si la presión parcial del CO2 en la atmósfera es 4 tm, calcule la concentración de CO2 en la botella antes y después de ser destapada. La constante de Ley de Henry para el CO2 en agua es 0.031 M /atm a 25 . antes = 0.16 mol/L; después = mol/L
RECORDAR:
De los tres factores que afectan la solubilidad estudiados aquí, el más importante es la polaridad, luego la temperatura, y solamente para gases disueltos en líquidos, la presión del gas sobre la solución. Entre más similar sea la polaridad del solvente y de los solutos, más probable será que se disuelvan en él. La cantidad de soluto que se disolverá en una cantidad dada de solvente usualmente aumenta al aumentar la temperatura porque la mayoría de los solutos se disuelven mediante procesos endotérmicos - ¡Cuando se explique el equilibrio químico, y los factores que pueden afectarlo, se entenderá mejor esta idea! Los valores exactos de la solubilidad de un sólido en un líquido solamente se obtiene de manera precisa por experimentación. La solubilidad de un gas en agua siempre disminuye al aumentar la temperatura.
En esta práctica,
se realizarán cuatro mezclas de una sal iónica soluble en agua, KO3 (s), en diferentes concentraciones, en cuatro tubos de ensayo, variando la cantidad de soluto a cantidad de agua constante, para determinar experimentalmente las temperaturas de solubilidad y de cristalización de las diferentes mezclas. Para ello, se ubicarán los tubos en un baño termostatado, con el cual se irá aumentando progresivamente la temperatura de los tubos. Al principio, el sólido no parece mezclarse con el agua, pero a medida que la temperatura va aumentando, y agitando constantemente el contenido del tubo, se logra que todo el sólido se disuelva totalmente. Cuando ya todo el sólido se ha disuelto en un tubo, se leerá la temperatura del tubo, y se sigue agitando y calentado los demás tubos, hasta que todos los tubos presentan total solubilización del sólido. Como segunda parte, se dejará que los tubos se enfríen al ambiente, hasta lograr que haya cristales en los tubos, similar a lo que se puede ver en la figura 8, leyendo la temperatura de cristalización de cada tubo a medida que van presentando cristalización. De esta forma, se tendrán datos de temperaturas de solubilidad y de cristalización de cada mezcla, para poder construir las curvas experimentales para el KO3 (s) en agua. Finalmente, se podrán comparar las temperaturas de solubilidad experimentalmente obtenidas con una curva de solubilidad del KO3 (s) en agua extractada de la literatura, como la que se muestra en la Figura 9 en la siguiente página.
Figura
8 Aspecto de una cristalización.
Tomado de http://www.crscientific.com/newsletter11-uranophane-oxalateppt.jpg
MATERIALES Y REACTIVOS
1 Varilla de vidrio 1 Tapón de caucho 4 Tubos de ensayo 4 Bandas de caucho (Traerlas los estudiantes)
1 Pinza para bureta 1 Pipeta graduada 1 Vaso de precipitados 1 Termómetro Soporte universal
1 Aro 1 Malla de asbesto Nitrato de potasio Agua destilada
Temperatura () Figura 9 Curva de solubilidad del KO3 (s) en agua en función de la temperatura. Las líneas coloreadas fueron añadidas por el coautor de estas guías, con el fin de extrapolar las temperaturas de solubilidad esperadas para las mezclas de esta práctica. Adaptado de Söhnel, O., and Novotny, P., Densities of Aqueous Solutions of Inorganic Substances, Elsevier, Amsterdam, 1985.
PROCEDIMIENTO 1. En un tapón de caucho inserte una varilla de vidrio, marque cuatro tubos de ensayo con los números uno, dos, tres y cuatro respectivamente (Los tubos deben estar completamente limpios y secos). Sujete alrededor de la varilla (extremo opuesto al tapón) con dos bandas de caucho, los tubos de ensayo antes rotulados. (Figura 10)
Figura 10 Montaje para establecer la curva de solubilidad
2. Usando una balanza, pese aproximadamente 1.0 gramos de nitrato de potasio sobre un papel previamente tarado. Agregue con cuidado el reactivo de tal manera que todo su contenido quede en el fondo del tubo número uno. Repita la operación anterior pesando 0.75, 0.5 y 0.25 gramos, para los tubos 2, 3 y 4, respectivamente. 3. Agregue con la mayor precisión posible 1 mL de agua destilada con la pipeta graduada a cada tubo de ensayo.
4. Coloque 200 mililitros de agua en el vaso de precipitados, sumerja los tubos de ensayo hasta la mitad (Ver figura 10). Introduzca un termómetro en el vaso, caliente el agua y con la ayuda de un alambre de cobre agite las soluciones de los tubos hasta disolución completa del nitrato de potasio. Durante el proceso registre tiempos y temperaturas de solubilización en cada uno de los tubos. Tener en cuenta que el calentamiento se realiza hasta la disolución del contenido del último de los tubos. 5. Suspenda el calentamiento y repita el procedimiento anterior pero por enfriamiento, registrando los tiempos y temperaturas de cristalización. 6. Realice las gráficas de solubilización y de cristalización para la experiencia llevada a cabo, sea en Excel o en Origin o en el software que prefiera, sin olvidar titular bien los ejes de sus gráficas y nombrarlas adecuadamente. Estas gráficas deberá ponerlas en su Hoja de Resultados. Tabla 1 Resultados
Peso de KNO3
Volumen de agua
(g) 1.0 0.75 0.5 0.25
(mL)
Concentración (g/mL)
Temperatura Solubilidad ()
Tiempo (s)
Temperatura Cristalización ()
Tiempo (s)
RESULTADOS Primero, coloque en su Hoja de Resultados la Tabla 1 debidamente llena con sus resultados. Luego, utilice sus resultados, junto con las figura 6 y 9, para responder las siguientes preguntas: 1. Compare para cada tubo las temperaturas de solubilidad que usted obtuvo con unas de literatura – use la figura 9. ¿Por qué sus temperaturas de solubilidad son o no parecidas a lo encontrado en la figura 9? 2. Se espera que la solubilidad del KNO 3 aumente con la temperatura. ¿Sus resultados muestran este comportamiento? 3. Estrictamente hablando, la temperatura de solubilidad que encuentre en cada tubo debería ser la misma temperatura de cristalización. ¿Por qué esto se nota o no en sus resultados? 4. Es muy probable que el tubo que menos sólido disuelto tenía nunca le muestre cristalización posterior al calentamiento inicial. ¿Por qué los otros tres tubos si muestran cristalización posterior al calentamiento inicial, y el tubo de menor concentrado de soluto, no? 5. ¿La solubilidad del KNO3(s) es un proceso endotérmico o exotérmico? Argumente su respuesta. 6. ¿Qué aprende en esta práctica acerca de los equilibrios y las curvas de solubilidad?
DISCUSIÓN Y CONCLUSIONES No olvide escribir la discusión sobre sus resultados en las Hojas de Resultados. Como son dos los objetivos de la práctica, deberán ser dos las conclusiones que presente, como su docente le haya indicado hacerlo.
LITERATURA RECOMENDADA [1] Brown, T. L.; LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Burdge, J.R.: Química: La ciencia central. Pearson Educación, 9 Edición (2004), México DF. Capítulos 4 y 13. [2] Brown, T. L.; LeMay, Jr., H. E.; Bursten, B. E.; Murphy, C. J.: Chemistry The Central Science. Pearson Educación, 11thEdition (2009), México DF. Capítulo 4. [3] Harvey, D.: Modern Analytical Chemistry, International edition, McGraw Hill, USA (2000). 139, 156-158.
FIN DE LAS GUÍAS DEL LABORATORIO DE QUÍMICA EXPERIMENTAL II.
