Práctica 2. Determinación KNO3

 

Laboratorio de equili equili brio y cin ética

CONSTANTE DE EQUILIBRIO. DISOLUCIÓN DEL KNO3. Grup o: 15

Equi Equipo: po: 2

Fecha: 12/1 12/10/20 0/2020 20 

Nombre(s): Ruiz Aguilar Dylan Javier   I. OBJETIVO GENERAL Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas termodinámica s asociadas a ésta,

II. OBJETIVOS PARTICULARES a) Determinar la solubilidad del KNO a diferentes temperaturas b) Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO y sobre 3

3

la constante de equilibrio

c) Obtener la constante de producto de solubilidad del KNO   d) Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO   e) Obtener las propiedades propiedades termodinámicas ΔG°, ΔH° y ΔS° para la reacción de 3

3

disociación del KNO3 

III. PROBLEMA Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO 3 en el intervalo de temperatura de 60 a 20°C. Calcular el valor de ΔG°, ΔH° y ΔS° a es tas mismas condiciones.

KNO3 (s) + H20 = K+(aq) + NO3-(aq)  A.1. CUESTIONARIO PREVIO PREVIO

3.

1.

Definir solubilidad e indicar las unidades en las que se expresa.

2.

¿Qué es la constante del producto de solubilidad ( Ks )?

¿Qué relación existe entre la constante de equilibrio y el ΔG°? ¿Cómo se calcula el ΔG° de una reacción a partir de la constante de equilibrio? 4. Investigar para el nitrato de potasio a 25ºC las siguientes entalpías de formación: Tabla 5. Con la información de la tabla anterior calcular el ΔH° de la reacción de disolución. 6. A partir de la ecuación ecuación de Gibbs-Helmholtz Gibbs-Helmholtz y la relación entre la constante constante de equilibrio equilibrio y el ΔG, encontrar una relación entre la constante de equilibrio y el ΔH°.  ΔH°.  

 A.2. PROPUESTA DEL DISEÑO EXPERIMEN EXPERIMENTAL TAL

 

Llevar a cabo una discusión grupal, identificar las variables involucradas y plantear la hipótesis para proponer el diseño del experimento que pueda conducir a la resolución del problema planteado (considerar que en el laboratorio se dispone del material indicado en el punto A3 ). Anotar la propuesta en el Cuadro 1.

Variables: Solubilidad (mol/L); T (K) 

Hipótesis : La solubilidad depende de la temperatura. Si la temperatura, la solubilidad aumenta y viceversa 

 A.3. REACTIVOS Y MATERIALES. 4 g de KNO3 (R.A.)  Agua destilada destilada 1Termómetro digital (-10 a 100°C) 1 Bureta 1 Soporte 1 Baño María (vaso de pp pp de 600 mL) 1 resistencia eléctrica de calentamiento

 A.4. METODOLOGÍA EMPLEADA   Describir detalladamente en el cuadro 2 la metodología empleada después de haber realizado el experimento. 

Cuadro 2. Metodología empleada

1. Se pesan 4g de KNO3 y se vierten en la probeta de 25 mL 2. Se adicionan 3 mL de agua destilada medidos con bureta 3. Preparar un baño de 65-70°C 4. Poner en el vaso la probeta con el termómetro y solubilizar el KNO3 5. Medir el volumen de la disolución cuando todo el soluto se solubilice 6. Agregar 1 mL de agua destilada medido con bureta y repetir el procedimiento

 A.5. DATOS, CÁLCULOS CÁL CULOS Y RESULTADOS 1. Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen total de la solución en la tabla 2. Calcular el número de moles del KNO3 (anotar en la tabla 1).

 

TABLA 2. Datos Datos experiment experimentales ales  Masa de KNO3 : 4 gramos

n KNO3 (mol) 0.0395 0.0395 0.0395 0.0395

Presión atmosférica = 586 mmHg 

V agua agregado (mL) 15 5 5 5

V total de solución (mL) 23 28 34 38

T (°C)

T (K)

69 55 47 39

342.15 328.15 320.15 312.15

2. Algoritmo Algori tmo de cálculo a) Explicar cómo se calcula la Constante de equilibrio de la disolución de KNO . 3

KNO 3 (s) → K+(ac) + NO3- (ac) K ps =[ K +][  NO3-]= s*s =s 2  b) Escribir la relación de la constante de equilibrio de la disolución del KNO con la 3

energía de Gibbs.



° = − ·  p  

c) Escribir la relación de la constante de equilibrio con la entalpía y entropía de reacción ∆H°-T∆S°= -RTlnK 

Cálculos. Con los valores experimentales obtenidos en la tabla 2.

a) Calcular la concentración de los iones (solubilidad) para cada evento. [K ] = [NO +

]=s.  = /   = .   / / .   = .   / /  

b) Calcular la constante de equilibrio “K ”  s

  =      (.    ) = .   / /  

3

 

d) Calcular ΔG° ΔG° a partir de la constante de equilibrio para cada temperatura. ° =  °  ·    = (.  / /)( )(. . )(. )(. ) 

=  . .  / / 

e) Calcular ΔS° a partir de los valores de ΔG° obtenido para cada evento.

° =

° =

° + °

 



( . .  ) +     .  . 

 

= . .   / /  

TABLA 2. Calculo de propiedades. n KNO3 V agua V total (mol) agregado disolución (mL) (mL)

T (°C)

0.0395

69

0.0395 0.0395 0.0395

15 5 5 5

23 28 34 38

 ΔH°(teórico) (25°C) =35.1 kJ/mol.

55 47 39

T (K)

Kps

lnKps

2.9227x10-3 1.7174

2.9494

1.0816

3.0474x10-3 1.4107

1.9901

0.6882

3.1235x10-3 1.1618

1.3497

0.2999

3.2036x10-3 1.0395

1.0805

0.0774

1/T (−)

S (mol/L)

342.15 328.15 320.15 312.15

 

 A.6. ELABORA ELA BORACIÓN CIÓN DE G GRÁFICOS RÁFICOS 1. Trazar la gráfica ln K vs 1/T. Analizar el comportamiento observado.

Obtención del DH para KNO3 1.2 1 y = -3400.9x + 10.91 R² = 0.9854

0.8       s       p        K       n         l

0.6 0.4 0.2 0 0.00285

0.0029

0.00295

0.003

0.00305

0.0031

0.00315

0.0032

0.00325

1/T

 A.7. ANÁLISIS ANÁ LISIS DE RESU RESULTA LTADOS. DOS. 1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿Qué representa esta pendiente? ¿Qué unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos.

m= -3400.9 -3400.9 J/mol 2 R = 0.9854 La pendiente representa la entalpía de la reacción dividida entre la constante universal de los gases gases 2. Comparar el valor del ΔH° obtenido experimentalmente con el teórico calculado a 25°C (calculado en el cuestionario previo.)  ó =   35100 J/mol    =  28275 J/mol  %  =   19.44 

3. Calcular ΔS°r  A   partir de de los valores valores de ΔG°r y ΔH°r obtenidos para cada evento:

° =

° =

° + ° 

 

( . .  ) +     .  . 

 

 

= . .   / /  

4. A partir de los resultados obtenidos para el ΔG°r , ΔH°r y ΔS°r , discutir y contestar las siguientes preguntas a) ¿Es el proceso de disolver KNO3 en agua espontáneo a todas las temperaturas estudiadas?

No, de reacti reactivos vos a pr produc oducto to no es espontánea, pues requiere de e energía nergía  b) ¿Es una reacción que libera energía o que requiere energía? ΔH > 0 lo que significa que necesita energía para llevarse a cabo la

reacción. 

c) ¿Es el valor de ΔS°r consistente con el esperado para esta reacción?

Sí, porq ue la entropía e ess mayor a 0 0,, por lo que hay mayor d desorden esorden de reactiv rea ctivos os a productos.  A.8. CONCLUSIONES. Se comprobó que la solubilidad aumenta con el aumento de la temperatura y cuando la temperatura disminuye, la solubilidad también disminuye, por lo que la solubilidad depende de la temperatura. La reacción se vio favorecida hacia los productos, debido a que la constante de equilibrio es mayor a 1. Así mismo, es un proceso endotérmico, pues es necesario calentar el sistema para apreciar un cambio físico. La Δ  al ser negativa nos indica que es un sistema espontáneo. La entropía es mayor a 0, por lo que hay mayor desorden a nivel microestados de reactivos a productos 

 A.9. MANEJO MANEJ O DE RES RESIDUOS. IDUOS.

KNO3: Tanto el sobrante de producto como los envases vacíos deberán ser eliminarse según la legislación vigente en materia de Protección del Medio ambiente y en particular de Residuos Peligrosos. Deberá clasificar el residuo y disponer del mismo mediante una empresa autorizada. 

 

   A.10. BIBLIOGRAFÍA BIB LIOGRAFÍA.. Chang, R., Fisicoquímica Fisicoquímica,, Mc Graw Hill, 3ª ed., México, (2008). Silberman, R., Solubility and Thermodynamics: An Introductory Experiment Experiment,, Journal of Chemical Education, Vol. 73, 5, 426-427, (1996).