Practica 5 Equilibrio

Universidad Nacional Autónoma de México

Laboratorio de equilibrio y cinética
Profesor: José Ezequiel Gutiérrez Gómez
Grupo: 11
Equipo: 1

Alumnas:
Quezada Salvador Gabriela Ivette
Reyes Torres Anayeli
Sánchez Coquis Abigail

Fecha de entrega: 28-Marzo-2012

PRACTICA # 5
**CONSTANTE DE EQUILIBRIO**
DISOLICIÓN DE KNO3
Objetivo general:
Estudiar el equilibrio de unareacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a ésta.
Objetivos particulares:
* 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 contente de equilibrio dedisolución del KNO3
* Obtener la propiedades termodinámicas ΔG, ΔH y ΔS par la reacción de disolución del KNO3
Problema:
Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO3 a temperatura ambiente. Calcular el valor de ΔG, ΔH y ΔS a esas misma condiciones.
KNO3 (s) + H2O = K+ (aq) + -NO3 (aq)

A.5. DATOS, CÁLCULOS Y RESULTADOS.
* Registrar losdatos experimentales de la temperatura y volumen en la tabla 1.
Calcular el número de moles del KNO3.
DATOS:
n KNO3(mol) | Evento | Volumen de agua agregado (mL) | Volumen total de solución (mL) | Temperatura (°C) | Temperatura (K) |
0.0396 | 1 | 3 | 4.8 | 72.1 | 345.25 |
| 2 | 1 | 5.9 | 55.6 | 328.75 |
| 3 | 1 | 6.6 | 50 | 323.15 |
| 4 | 1 | 7.8 | 39.4 | 312.55 |
| 5 | 1 | 8.6| 34.9 | 308.05 |
| 6 | 1 | 9.5 | 28.6 | 301.75 |
| 7 | 1 | 10.4 | 26.2 | 299.35 |
| 8 | 1 | 10.8 | 23.7 | 296.85 |
Tabla 1. Datos experimentales de temperatura y volumen. Masa de KNO3 = 4.O gr.
ALGORITMO DEL CÁLCULO
A) Constante de equilibrio de la disolución de KNO3.
K=K+NO3-=(SK+)(SNO3-)=S2 Donde K = constante de equilibrio
K+ = concentración del ión potasioNO3- =concentración del ión nitrato
S = solubilidad
B) Relación de la constante de equilibrio de la disolución del KNO3 con la energía de Gibbs.
∆Go=-RTlnK Donde ΔG° = energía libre de Gibbs
R = constante universal
K = concentración de KNO3.
C) Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y entropía de reacción.
∆G0=∆H-T∆S Donde ΔG° = energía libre de GibbsΔH = entalpía
ΔS = entropía

CÁLCULOS:
a) Concentración de los iones para cada evento.
K+=NO3-=S S=numero de molesvolumen total
Evento | Cálculo | Resultado | Evento | Cálculo | Resultado |
1 | Ción=0.0396 mol0.0048 L | 8.250 | 5 | Ción=0.0396 mol0.0086 L | 4.605 |
2 | Ción=0.0396 mol0.0059 L | 6.712 | 6 | Ción=0.0396 mol0.0095 L | 4.168 |
3 | Ción=0.0396 mol0.0066 L | 6.000 |7 | Ción=0.0396 mol0.0104 L | 3.808 |
4 | Ción=0.0396 mol0.0078 L | 5.077 | 8 | Ción=0.0396 mol0.0108 L | 3.667 |

b) Constante de equilibrio “K” en cada evento. K=S2
Evento | Cálculo | Resultado | Evento | Cálculo | Resultado |
1 | K=8.2502 | 68.063 | 5 | K=4.6052 | 21.206 |
2 | K=6.7122 | 45.051 | 6 | K=4.1682 | 17.372 |
3 | K=6.0002 | 36.000 | 7 | K=3.8082 | 14.501 |
4 |K=5.0772 | 25.776 | 8 | K=3.6672 | 13.447 |

c) ΔG a partir de la constante de equilibrio para cada temperatura. ∆Go=-RTlnK
Evento | Cálculo | Resultado |
1 | ∆Go=-8.314JmolK345.25Kln⁡68.063 | -12,114.369 |
2 | ∆Go=-8.314JmolK328.75Kln⁡45.051 | -10,407.571 |
3 | ∆Go=-8.314JmolK323.15Kln⁡36 | -9,627.730 |
4 | ∆Go=-8.314JmolK312.55Kln⁡25.776 | -8,443.812 |
5 |∆Go=-8.314JmolK308.05Kln⁡21.206 | -7,822.412 |
6 | ∆Go=-8.314JmolK301.75Kln⁡17.372 | -7,162.128 |
7 | ∆Go=-8.314JmolK299.35Kln⁡14.501 | -6,655.582 |
8 | ∆Go=-8.314JmolK296.85Kln⁡13.447 | -6,413.758 |

d) ΔS a partir de los valores de ΔG obtenidos para cada evento. ∆S=∆H-∆GT
| ΔHf (KJ/mol) |
KNO3 (s) | - 492.70 |
K+(ac) | - 252.38 |
NO3-(ac) | - 205.00 |
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