Termodinamica y solubilidad de un solido

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TERMODINAMICA Y SOLUBILIDAD DE UN SOLIDO

CRISTIAN CAMILO ARBOLEDA – 1040820
JAROL NARVAEZ – 1036243
JOSE LUIS TORO – 1010288
IVAN DAVID VIVAS RIOS – 1035700

Resumen. Se estudió y se determinó experimentalmente la termodinámica y la solubilidad de un solido, utilizando soluciones saturadas de Ca(OH)2 las cuales se calentaron hasta llegar a una temperatura de 30,35,40,45,50,55,60 °Crespectivamente y fueron tituladas con acido clorhídrico (HCl) al 8.86 x10-3M.
Por ser el sólido experimental un electrolito se determinan los coeficientes de actividad de los iones formados por la disociación en el agua y con estos datos se obtienen valores de ∆G0(Tabla 7), ∆H∞dif,i,C=197.64 J/mol, ∆S0≈-104Jmol K .

INTRODUCCION

En una solución liquida saturada con respecto a un soluto,existe un equilibrio entre la sustancia en la solución y la sustancia solida pura. Debido a este equilibrio para la sustancia entre las fases solida y liquida puede plantearse la ecuación (1), para los potenciales químicos de la sustancia: (4)

μ*i(s)=μi(l) (1)

El potencial químico de la sustancia en la solución liquida estadado por: (4)

μi=μ0i(l)+RTlnai (2)

En donde ai es la actividad de la sustancia en la solución liquida y μ0i(l) es el potencial químico estándar de la sustancia en la solución liquida.
El calor diferencial de solución a dilución infinita esta dado por: (4)

∂lnai,C∂T=∆H∞dif,i,CRT2 (3)∂lnai,C∂(1T)=-∆H∞dif,i,CR (4)

El potencial químico de un electrolito como un todo en disolución viene dado por: (2)
μi=μ0i+RTlnai,c
Donde: (2)
ai,c=(v±γc,iCiC0)v (5)
(v±)v=v+v+(v-v-)
γc,i=γ± (γ±)v+ + v- (γ+)v+(γ-)v-
v+: Numero de iones positivos en la formula delelectrolito.
v-: Numero de iones negativos en la formula del electrolito.
v= v++v-
γ+: Coeficiente de actividad estequiometrico del ion positivo.
γ-: Coeficiente de actividad estequiometrico del ion negativo.
Ci y C0: Concentración del electrolito y concentración molar estándar respectivamente.

Un equilibrio químico de una disociación de un electrolito tiene una constante de equilibrio K0expresada por: (4)

K0=aCa+2(aOH-)2 (6)

El cambio de la energía libre de Gibbs estándar ∆G0 y la entalpia estándar ∆H0 de la reacción se encuentra relacionados con la constante de equilibrio K0 de la siguiente manera: (4)
∆G0=-RTlnK0 (7)

∂lnK0∂T=∆H0CRT2(8)

Si se conoce el ∆H0 y el ∆G0 de la reacción, puede conocerse ∆S0 aplicando la relación:
∆G0=∆H0-T∆S0 (9)

El ∆H∞ esta dado por la ecuación: (4)
∆H∞RT2-3∝A=∆H0CRT2 (10)

Para determinar los coeficientes de actividad nombradosanteriormente se halla primero la fuerza iónica de la solución y después se utiliza la ecuación (12): (1)
IC=12(CiZ2i) (11)
Donde Zi son las cargas de los iones y Ci la concentración de estos.

-logγx=0.51Z2XIC1+3.3∝XIC (12)
Donde ∝X son coeficientes encontrados en la Tabla adjuntada para cadaion producido al disociarse el electrolito.

DATOS, CALCULOS Y RESULTADOS

1. Estandarización de la solución de HCl.

mNa2CO3=0.0054g
VHCl(ac)=5.75*10-3l
P.M.Na2CO3=106gmol
Na2CO3 + HCl(ac) NaCl(ac) + NaHCO3(ac)

Según la ecuación estequiométrica, las moles de carbonato de sodio son las mismas moles que tiene el acido clorhídrico:...
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