Constante De Equilibrio Kno3

Problema experimental:
Constante de Equilibrio
Disolución del KNO3

OBJETIVOS:
* Determinar las propiedades termodinámicas (∆H, ∆G y ∆S) de una disolución de KNO3.
* Determinar la influencia de la temperatura en el equilibrio y solubilidad de la reacción.
* A partir de los datos experimentales calcular la constante de solubilidad y de equilibrio, para la disolución.

PROBLEMA:Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO3 a temperatura ambiente. Calcular el valor de G, H y S a estas mismas condiciones.

KNO3 (s) + H20 = K+(aq) + −NO3 (aq)

Metodología empleada:
1. Se pidió: 1 probeta de 50ml, 1 termómetro digital, 1 bureta, 1 soporte, 1 vaso de ppdo. de 600mL, 1 resistencia eléctrica para calentamiento, 1espátula y una pinza de 3 dedos.
2. Se vertieron los 4g de KNO3, en la probeta y se preparo una disolución sobresaturada de KNO3, con 3 mL de agua.
3. A temperatura ambiente es imposible disolver esa mezcla, asi que se preparo un baño maría (con el vaso de precipitado y la resistencia eléctrica).
4. Empleando la ley cero de la termodinámica se aumento de temperatura de la mezcla, hastaobtener una disolución. Es decir se sumergió la probeta en el baño maría, aumentando la temperatura de la mezcla.
5. Con el termómetro se determino la temperatura a la cuál todo el KNO3 fue disuelto en ese volumen de disolvente.
6. Posteriormente se extrajo al sistema del baño maría y se coloco la probeta con la disolución en una pinza de 3 dedos, esta actuó como soporte del sistema.
7.Finalmente se tomo la temperatura a la cuál comenzó a cristalizar el KNO3. En este punto es importante no inducir la cristalización, ya que esto afectaría nuestros resultados, así que no se debe mover al sistema hasta que se haya determinado la temperatura de cristalización.

Datos Cálculos y resultados.

Tabla 1. Resultados experimentales
No. De disolución | n KNO3
(mol) | Vol. De aguaagregado (mL) | Vol. Total de
solución (mL) | Temperatura
(°C) | Temperatura
(K) |
1 | 0.039466 | 3 | 5 | 71.3 | 344.45 |
2 | 0.039466 | 1 | 6 | 54.8 | 327.95 |
3 | 0.039466 | 1 | 7 | 43.8 | 318.95 |
4 | 0.039466 | 1 | 8 | 37.2 | 310.35 |
5 | 0.039466 | 1 | 9 | 29.0 | 302.15 |
6 | 0.039466 | 1 | 10 | 22.1 | 295.25 |
7 | 0.039466 | 1 | 11 | 20.3 | 293.45 |

Algoritmo de cálculo:Kps=(Sk+)(SNO3-)=S2…(1a)
Kps=constante de solubilidad molar

S=nV…2
S=solubilidad molar
n=moles de soluto
V=volumen disolución L

∆G=-RTlnKps…3
∆G=energía de Gibbs

De 3tenemos que:
ln⁡(Kps)=-∆HR1T+∆SR…(4)
(4) es una relación lineal de la forma y=mx+b, así que al graficar ln(K) en función de 1/T, la pendiente será (-∆H/R) y al multiplicar la pendiente por R, obtendremos un valor parala entalpía del sistema.
∆S=∆G-∆H-T…5
∆S=entropía
∆H=entalpía

Cálculos. Para 1
S=0.039466mol0.005L=7.89molL
Kps=7.892=62.25
∆G=-8.314JmolK344.45Kln62.251 kJ1000 J=-11.83kJmol
∆H=-8.314JmolK-3042.5K1 kJ1000J=25.27kJmol
*-3042.5=pendiente gráfica 1 por 1000
∆S=-11.83-25.27-344.451000=107.71Jmol

Tabla2. Valores De las variables termodinámicas experimentales.
No. De disolución enTabla 1 | S
molL | Kps
| ∆G
kJmol | ∆H
kJmol | ∆S
Jmol |
1 | 7.89 | 62.25 | -11.83 | 25.27 | 107.71 |
2 | 6.58 | 43.30 | -10.27 | | 108.39 |
3 | 5.64 | 31.80 | -9.17 | | 107.99 |
4 | 4.93 | 24.30 | -8.23 | | 107.95 |
5 | 4.39 | 19.23 | -7.43 | | 108.22 |
6 | 3.95 | 15.60 | -6.74 | | 108.43 |
7 | 3.59 | 12.89 | -6.24 | | 107.37 |

Gráfico 1

Datos utilizados en elgráfico.
S | Ks | ln(ks) | 1/T | (1/T)(1000) |
7.8932 | 62.3026062 | 4.13200326 | 0.00290318 | 2.90317898 |
6.57766667 | 43.2656988 | 3.76736015 | 0.00304925 | 3.04924531 |
5.638 | 31.787044 | 3.45905879 | 0.00313529 | 3.13528766 |
4.93325 | 24.3369556 | 3.191996 | 0.00322217 | 3.22216852 |
4.38511111 | 19.2291995 | 2.95642993 | 0.00330961 | 3.30961443 |
3.9466 | 15.5756516 | 2.7457089 |...