constante de equilibrio quimica de la cristalización del nitrato de potasio

Objetivo General

Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a ésta.
Objetivos particulares

a) Determinar la solubilidad del KNO3 a diferentes temperaturas.
b) Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3 y sobre la constante de equilibrio.
c) Obtener la constante de producto de solubilidad delKNO3.
d) Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO3.
e) Obtener las propiedades termodinámicas ∆G, ∆H y ∆S para la reacción de disociación del KNO3.



Introducción

¿Qué es el equilibrio?
Estado de un sistema cuando fuerzas opuestas que obran en él se compensan equilibrándose o “destruyéndose” mutuamente.
¿Qué es solubilidad?
- Es una magnitud que mide el proceso dedisolución en mol/l generalmente.
- La solubilidad de una sal MX poco soluble puede analizarse en función del equilibrio:
La constante de equilibrio, en este caso , se denomina constante de producto de solubilidad.
¿Qué es el equilibrio químico?
Es un valor igual a la relación de las concentraciones de equilibrio de los productos entre las concentraciones de equilibrio de los reactivos, cada unaelevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico.


Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (constante de equilibrio).

¿Cómo obtengo la solubilidad?


mol/L Los moles son constantes
Litros totales de solución

Por lotanto:


Vamos ahora a utilizar las siguientes expresiones para relacionar K con varias propiedades termodinámicas.





Conociendo la constante de equilibrio se puede calcular ∆G
de la reacción para cada temperatura:
∆G = - RT ln K


Ln K
m = -∆H/R





1/T(

¿ Y el ∆S ?
Lo obtengo dela ecuación de Gibbs-Helmholtz
∆G = ∆H - T∆S
¿ Hay otra manera de obtener el ∆S ?
ln K = -∆H/RT + ∆S/R



Reactivos y materiales

1 Probeta graduada de 50 mL. con base
de plástico
1 Termómetro digital (-10 a 100°C)
1 Bureta
1 Soporte
1 Baño María (vaso de ppdo. de 600 mL)
1 Resistencia eléctrica para calentamiento
1 Agitador de vidrio
4 g de KNO3
Agua destilada


   Tablas


n KNO3
(mol)

Vol. de agua
agregado/(mL)

Vol. total de
solución/(mL)

Temperatura
(ºC)

Temperatura
( K )
0.039
3
5
73
346.15
0.039
1
6
64.4
337.55
0.039
1
7
58.3
331.45
0.039
1
8
54.2
327.35
0.039
1
9
43.3
316.45
0.039
1
10
36.0
309.15
0.039
1
11
30.1
303.25








1. Constante del producto de solubilidad 
Ks =[Mm+]n [Nn-]m 

2. Relación de la constante de equilibrio con la energía de Gibbs 
ΔG = -RT Ln K 

3. Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y la entropía de la reacción. 
Ln K = -ΔH/RT + ΔS/R 

Algoritmo de cálculo 

La reacción de disociación 

KNO3 K+ + NO3- 

La entalpía teórica de la reacción esta dada por: 

ΔHrº= ΣηΔHfº de productos - ΣηΔHf º reactivos ΔHfº KNO3 = -492.7 KJ/mol 
ΔHf ºK+ = -252.4 KJ/mol 
ΔHf ºNO3- = -207.4 KJ/mol 

ΔHrº= (-207.4 KJ/mol -252.4 KJ/mol) – (-492.7 KJ/mol) 
ΔHrº= 32.9 KJ/mol 

Número de moles KNO3, K+ y NO3- 
4g KNO3 
nKNO3 = 4g KNO3 (1mol KNO3/101g) 
nKNO3 = 0.0396 mol KNO3 

nK+ = 0.0396 mol KNO3 (1 mol K+/ 1 mol KNO3) =0.0396 mol K+ 
nNO3- = 0.0396 mol KNO3 (1 mol NO3-/ 1 mol KNO3) = 0.0396 mol NO3- Temperatura en kelvin 
73 ºC a K 
T= 73 ºC + 273.15 = 346.15 K 

Constante de equilibrio de la disolución y solubilidad 
KNO3  K+(ac) + NO3-(ac)


s: solubilidad 
T = 344.65K 
Vdisolución= 0.005L 
[K+] = 0.0396 mol K+/0.005 Ldisolución 
[NO3-] = 0.0396 mol NO-3 /0.005 Ldisolución 

Usando la ecuación 1 
Ks = [K+][NO3-] 
Ks = (0.0396 mol/0.005 Ldisolución) (0.0396 mol/0.005...