Solu bilid ad y term od inám ica Diez, Danellys
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Universidad Autónoma de Chiriquí, Facultad de Ciencias Naturales y Exactas, Departamento de Química, QM-L 360. Informe 7. 1
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Resumen La solubilidad de un compuesto se refiere a la cantidad de soluto que será disuelta de una cantidad dada de solvente. La energía libre de Gibbs, es una función una función de estado extensiva estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción una reacción química. química. Por otro lado la entropía es una magnitud una magnitud física que permite determinar la parte de la energía la energía que no puede utilizarse para producir trabajo, En trabajo, En esta experiencia se determinó la energía de Gibbs, la entalpia, la entropía y la Keq; en esta experiencia examinamos el equilibro de reacción, la solubilidad y constantes termodinámicas a partir de la reacción de NaNO 3 con agua y KCl con agua, agua, donde se midió la temperatura 6 veces y 45 veces respectivamente cada vez que se daba la aparición de cristales. Los resultados obtenidos para la entalpía fue de 32,49 kJ/mol para el NaNO3 y 35,43 kJ/mol para el KCl. Resultados Tabla 1. Resultados obtenidos obt enidos para la ΔH, ΔG, ΔS y Keq de NaNO 3
Volumen (L) 0,011 0,0135 0,0165 0,02 0,022 0,024
T (K)
1/T (K)
K
342 329 327 325 323 319
0,00292 10,7 0,00304 8,72 0,00306 7,14 0,00308 5,89 0,00309 5,35 0,00313 4,91
ln K 2,37 2,16 1,96 1,77 1,67 1,59
ΔG kJ/mol -6,74 -5,90 -5,33 -4,78 -4,48 -4,21
ΔH ΔS kJ/mol J/molK 32,49 114,7 32,49 116,7 32,49 115,6 32,49 114,7 32,49 114,5 32,49 115,1
Tabla 1. Resultados obtenidos para la ΔH, ΔG, ΔS y Keq de KCl .
Volumen (L) 0,011 0,013 0,016 0,018 0,019
T (K)
1/T (K)
K
ln K
337 330 327 324 323
0,00297 0,00303 0,00306 0,00309 0,00308
12,2 10,3 8,38 7,45 7,06
2,50 2,33 2,12 2,01 1,95
ΔG kJ/mol -7,00 -6,39 -5,76 -5,41 -5,23
ΔH ΔS kJ/mol J/molK 35,43 125,9 35,43 126,7 35,43 125,9 35,43 126,1 35,43 125,9
Cuadro 3. Porcentajes de error de ΔH de NaNO3 y KCl
% de error de % de error de ΔH kJ/mol del ΔH kJ/mol del NaNO3 KCl
58,49
105,9
En la cuadro 1 y cuadro 2 se muestra los valores calculados experimentalmente y estos fueron comparados con el valor reportado en la teoría medidos a los 25°C 20,5 J/mol para ΔH de disolución de
Gráfico 1. ln K vs 1/T de NaNO3
ln K vs 1/T 3 2.5
NaNO3 y 35,100 J/mol para KNO 3 y 17,2 J/mol para ΔH de disolución de
2 K n l
KCl.
1.5 1
y = -3910x + 13.859 R² = 0.8702
0.5 0 0.0029
0.003
0.0031
0.0032
1/T (K)
Gráfico 2. ln K vs 1/T de NaNO3
ln K vs 1/T 3 2.5
K
1.5 1 0.5
Al diluir la disolución, disminuye la temperatura a la que cristaliza el sólido, es decir ln K es inversamente proporcional a la temperatura. Entonces, si se aumenta la temperatura, la K será mayor, lo cual significa que habrá más productos (iones) presentes que reactivos (sólido). Esto significa que la solubilidad de la sustancia será mayor conforme aumente la temperatura. El modelo se ajusta al sistema debido a que:
2 n l
cambio en la temperatura como cambios de energía térmica en el calorímetro. (Atkins, 2006).
y = -4263.6x + 15.186 R² = 0.9509
0 0.00295 0.003 0.00305 0.00310.00315 1/T (K)
Discusión de Resultados En la calorimetría se mide el cambio en la temperatura de un líquido, relacionando a continuación el
Las reacciones de la disolución de la NaNO3 y KCl son exotérmicas, debido al valor negativo de la entalpía de cristalización. Los valores positivos de la entropía de cristalización muestra la disminución de la entropía en el entorno y como los valores de la energía libre de gibbs son mayores de 0 podemos decir que este proceso es espontaneo.
La diferencia entre las entalpías seria por el tamaño de los iones de los reactivos utilizados para la disolución.
Con los valores obtenidos en este laboratorio podemos decir que las disoluciones son exotérmicas, y son espontáneas a altas temperaturas.
También se observa que dicho proceso de disolución es exotérmico por la siguiente razón: la solubilidad de la sustancia crece conjuntamente con el aumento de la temperatura. En este sentido se verifica la afirmación hecha por (Chang,2002) : si la atracción soluto-disolvente es mayor que la atracción disolventedisolvente y que la atracción solutosoluto, el proceso de disolución es exotérmico.
Podemos ver que las concentraciones del soluto dependen en gran medida de la cantidad de solvente ya que a mayor cantidad de solvente menor será la temperatura de disolución del soluto.
Según, Costa, 2005, la energía libre de Gibbs es la energía liberada por un sistema para realizar trabajo útil a presión constante. Este señala a la vez que para determinar si un proceso es o no espontáneo, hay que tomar en consideración la variación de la entalpía y de la entropía. Obtuvimos errores de 58,49 y7 105,9 y estos fueron consecuencia de errores de medición, perdida de disolvente por evaporación y diferencia de las condiciones iniciales de presión en las que se lleva a cabo la disociación. Conclusión En esta práctica utilizamos variables termodinámicas para determinar el comportamiento de la reacciones de disolución del NaNO3 y KCl.
Los porcentajes de error fueron de 58,49 y 105,9 para NaNO 3 y KCl respectivamente, lo que indica que el modelo se ajusta al sistema. Bibliografía Atkins,J. Principios de Química los caminos del descubrimiento. Editorial Médica Panamericana. España.2007. Hougen, O. Principios de los procesos químicos. Editorial 9 Reverte, S.A. España. 1982. Busch, R. Química, fundamentos experimentales. Editorial Reverte, S.A. España. 1974. Ritter, H; Introducción a la Química. Editorial Revertè, S.A. España. 1956 Chang, R. Química General. (2002). Editorial McGraw-Hill, México Costa, J. Química Física, Universidad de Barcelona, España, 2005.
