Constante De Equilibrio Químico

Barrios Rosales Andrés
Cortés Molina Sofía
Manzano Bautista Guadalupe Elia

Constante de equilibrio. Disolución del KNO3

Metodología experimental:
Variables: concentración del KNO3 ytemperatura
Hipótesis: A menor concentración de KNO3 la cristalización se dará en menor temperatura
Metodología empleada:
Pesar 4g de KNO3 y colocarlos en un tubo de ensaye, previamente lavado y limpio decelulosa del papel con el que fue secado.
Agregar 3ml de agua y calentar en baño maría al tubo de ensaye hasta lograr solubilizar todo el KNO3
Cuando ya se encuentre solubilizado sacar del baño yregistrar el volumen obtenido.
Registrar la temperatura a la cual empieza a observarse cristales.
Agregar 1ml más al tubo de ensaye y volver a calentar en baño maria hasta solubilizar el KNO3Repetir pasos 3,4,5 , hasta al haber agregado 5ml más.
Con los datos obtenidos de la T hacer una gráfica del ln de la constante del equilibrio contra el inverso de la temperatura.
Datos cálculos yresultados:
Masa de KNO3= | 4.00 | g |
MM KNO3= | 101.1069 | g/mol |

lnK= -∆HR 1 T+ ∆SR
y= | -3817.9 | x | + | 15.332 |
y= | m | x | + | b |
∆Hr | 31742 | J/mol |
∆Sr | 127.4702| J/Mol |

Análisis de resultados:
1) Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿qué presenta esta pendiente?
La m= -3817.9, y nos dice el valor de la diferencia de entalpiade la reacción dividido entre la constante de los gases. El coeficiente de correlación: 0.9793

2) Comparar el ∆H obtenido experimentalmente con el terorico calculado a 25°C y el % de error.
%E=|35320-31742|35320x100=0.1013%

3) Calcular ∆S a partir de los valores de ΔG y ΔH obtenidos para cada evento.
127.4702

4) A partir de los resultados obtenidos de ΔG, ∆S y ΔHcontestar:
a) ¿Es el proceso de disolver KNO3 espontáneo a todas las temperaturas estudiadas?
Si, ya que el cambio en la energía de Gibbs siempre fue negativo

b) ¿Es una reacción que...