practica 2 equilibrio y cinetica

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO
FACULTAD DE QUÍMICA

LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINÉTICA

PRACTICA 2: CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
DISOLUCION DEL KNO3

EQUIPO 3:
-
Grupo: 8
PROFESORA: NELLY NORMA CASTRO TORRES



23-febrero-2015
Constante de Equilibrio Disolución del

Objetivos
Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas aésta

Determinar la solubilidad del KNO3 a diferentes temperaturas

Determinar la influencia de la temperatura sobre la solubilidad del KNO3 y sobre la constante de equilibrio

Obtener la constante de producto de solubilidad del KNO3


Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO3

Obtener las propiedades termodinámicas G, H, y S para la reacción de disociación del KNO3Problema

Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución de KNO3 a diferentes temperaturas. Calcular el valor de G, H y S a estas mismas condiciones.


KNO3(s) + H2O = K+(aq) + NO3-(aq)



Introducción

CONSTANTE DE EQUILIBRIO.
DISOLUCIÓN DEL KNO3.

Equilibrio de producto de solubilidad


Ley de acción de masas


Unidades: mol/L, g/L ó %masa




Constante de equilibrioT,P=cte












Metodología experimental
Material
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
Reactivo
4 g de KNO3
Agua destilada
1. Pesar 4g de Nitrato de Potasio y transferirlos a una probeta graduada de 50 mL
2. Añadir con unabureta 3 mL de agua destilada en la probeta
3. Calentar la probeta en baño María hasta que se disuelva el KNO3
4. Retirarlo del baño María
5. Registrar la temperatura cuando este en equilibrio térmico


Resultados
Tabla 1: Datos experimentales temperatura y volumen.
(mol)
Vol. De agua agregado/(mL)
Vol. Total de solución(mL)
Temperatura (°C)
Temperatura (K)
0.0396
3
5
71.8
344.95
0.0396
1
6
55.7328.85
0.0396
1
7
46.6
319.75
0.0396
1
9
33.9
307.05

Procedimiento matemático 1:


Tabla 2: Calculo de propiedades
Vol. Total solución (mL)

Temperatura (K)

1/T

Solubilidad “s” (mol/L)

K

In K


0.005
344.95
0.00289897
7.93248878
62.9243783

4.14193366

-11879.3852

0.006
328.85
0.0030409
6.61040732
43.6974849

3.77729055

-10327.9211

0.007
319.75
0.00312744
5.66606342

32.10427463.46898919

-9222.48961

0.009
307.05
0.0032568
4.40693821

19.4211044

2.96636033

-7572.9952



Procedimiento Matemático 2:

Grafica 1: Obtención de para .

Tabla 3: Resultados con respecto a la tabla 2 y grafica 1.



27373.7362
114.17433
-348522.409

Procedimiento Matemático 3:




Análisis de resultados
1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿Quérepresenta está pendiente?
¿Qué unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos.

m = -ΔH/R= -33292.9 r2 =0.9888
unidades = J/mol K
nos indica que el proceso es espontaneo

2. Comparar el valor del H obtenido experimentalmente con el teórico calculado a 25°C

H teórico = 27373.7362 J/mol
H experimental = 24728.07J/mol
% error = x 100=9.66%

3. Calcular S a partir de los valores de G y H obtenidos para cada evento:







4. A partir de los resultados obtenidos para el G, H y S, discutir y contestar las siguientes preguntas

a) ¿Es el proceso de disolver KNO3 en agua espontáneo a todas las temperaturas estudiadas?

Si es espontaneo por el signo negativo y al tener todos los valores a multiplicar positivos

b) ¿Es unareacción que libera energía o que requiere energía?

Requiere energía para poder solubilizarse

c) ¿Es el valor de S consistente con el esperado para esta reacción?

Si ya que al obtener este valor es mucho más grande que la entalpia lo cual favorece a que la energía libre de Gibbs sea negativa y por lo tanto un proceso espontaneo.



Conclusión
Mediante el producto de solubilidad nos damos cuenta...