Practicario

Universidad Nacional Autónoma de México
Facultad de Química
Laboratorio de Equilibrio y cinética (1308)
Nombres: Ruiz Gayosso Ana Karen.
Grupo: 44.
Suárez Tlamayanco Nelly Arisbeth.
Equipo: 2.
Trejo Lozano Gerardo.
Fecha: 8 de octubre
2009.
Práctica 5. Constante de equilibrio. Disolución de KNO3.
I. Objetivo general.
Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinarlas propiedades
termodinámicas asociadas a ésta.
II. 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 del KNO3.
d) Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO.
e) Obtener laspropiedades termodinámicas △G, △H, y △S para la reacción de
disociación del KNO3.
III. Problema.
Determinar el valor de la constante de equilibrio para la disolución del KNO3 a
temperatura ambiente. Calcular el valor de △G, △H y △S a estas mismas
condiciones.
KNO3(s)⇌K(ac)++NO3 (ac)-

IV. Solución al problema.
A4. Metodología. (Anexa atrás).
A5. Datos, cálculos y resultados.
1.Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen en la tabla 1.
Calcular el número de mol de KNO3 y anotar en la tabla 1.
Tabla 1.
MKNO3=101.11g mol-1
masa KNO3=
4.018g
n KNO3
(mol)
0.0397
0.0397
0.0397
0.0397
0.0397
0.0397

V H2O
(mL)
3
1
1
1
1
1

V solución
(mL)
6
7
8
9
10
11

T (°C)
59.3
51.1
44.3
36.6
33.1
30.5

n KNO3=4.018KNO31 mol KNO3101.11gKNO3=0.0397 mol KNO3

T(K)
332.45
324.25
317.45
309.75
306.25
303.65

2. Algoritmo de cálculo.
a) Constante de equilibrio
KNO3(s)⇌K(ac)++NO3 (ac)Ks=K(ac)+xNO3 (ac)-

b) Relación de la constante de equilibrio de la disolución de KNO3 con la energía de
Gibbs.
ΔG=-RT InK

c) Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y entropía de reacción.
InKs= -ΔHRT+ΔSR

3. Cálculos.a) Calcular la concentración de los iones (solubilidad) para cada evento.
K(ac)+=NO3 (ac)-=s

∙ Para el primer evento:
s=K(ac)+=NO3 (ac)-=0.0397molK+6mLx1000mL1L=6.61667mol L-1

b) Calcular la constante equilibrio K
Ks=K(ac)+xNO3 (ac)-=s2
Ks=K(ac)+xNO3 (ac)-=(6.61667 mol L-1)2=43.78028

c) Calcular △G a partir de la constante de equilibrio para cada temperatura.
ΔG=-RT InK

∙ Para elprimer evento:
ΔG=-8.314J mol-1K-1332.45K3.77918=-10445.62J mol-1

d) Calcular △S a partir de los valores de △G obtenidos para cada evento.
△Hdis=34900J mol-1
ΔS=ΔH-ΔGT

∙ Para el primer evento:
ΔS=34900J mol-1+10445.62J mol-1332.45K=136.398 J K-1mol-1

Tabla 2.
V solución
(mL)

T (K)

1/T (K-1)

s (mol
L-1)

6 332.45

0.00301 6.61667

7 324.25

0.00308 5.67143

8317.45

0.00315 4.96250

9 309.75

0.00323 4.41111

10 306.25

0.00327 3.97000

11 303.65
△H=34900 J mol-1

0.00329 3.60909

K
43.780
28
32.165
10
24.626
41
19.457
90
15.760
90
13.025
54

In K

△G (J mol1
)

3.7791
8 -10445.62
3.4708
8 -9356.85
3.2038
2 -8455.77
2.9682
5 -7644.03
2.7575
3 -7021.13
2.5669
1 -6480.29

△S (J mol1
)*
136.398
136.490136.575
137.350
136.885
136.276

* Cálculo realizado con △Hdis teórico, registrado arriba y △G registrado en la tabla 2
experimental.
A6. Gráficos.
Gráfica 1.
A7. Análisis de resultados.
1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlación. ¿Qué representa la
pendiente? ¿Qué unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos.
La recta de la gráfica tiene la forma: y=mx+b; con laregresión lineal se puede
observar que la ecuación de la recta es:
y=-4055.2x+15.986

Además, igualando dos expresiones para la energía de Gibbs:
ΔG=-RT InK y ΔG=ΔH-TΔS
ΔH-TΔS=-RT InK
InK=-ΔHRT+ΔSR ⟹ InK=-ΔHR1T+ΔSR

La última expresión es de la misma forma que la recta obtenida; con lo que se
puede notar que:
m=-ΔHR=-4055.2 y b=ΔSR

Las unidades de la pendiente son de la escala absoluta...