CONSTANTE DE EQUILIBRIO DISOLUCIÓN DE KNO3

LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINETICA

PROFESORA: NELLY NORMA CASTRO TORRES

INTEGRANTES:

AMBROSIO ROSARIO PRISCILA ESTHER

ABARCA GARCIA LEONARDO

HURTADO MENDOZA NORMA ELIZABETH

SOUBERVIELLE ESPINOZA OSCAR ISRAEL

EQUIPO: 1

TITULO:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

DISOLUCIÓN DE KNO3

FECHA:

MARTES 31 DE MARZO DE 2009

Objetivos:

 Determinar la solubilidad del KNO3 a diferentes concentraciones.

 Obtener la constante de solubilidad y constante de equilibrio.

 Obtener teóricamente y experimentalmente el ∆H

Introducción:

1. Definir solubilidad e indicar las unidades en las que se expresa.

La solubilidad es una medida de la capacidad de una determinada sustancia para disolverse en otra. El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor máximo de entropía.

Puede expresarse en moles por litro, en gramos por litro, o en porcentaje de soluto.

2. ¿Qué es la constante del producto de solubilidad Ks?

El producto de solubilidad de un compuesto iónico es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio.

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de solubilidad será:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o iones y alcanzamos de nuevo el estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al efecto ion común.

3. ¿Qué relación existe entre la constante de equilibrio y el ∆G? ¿Cómo se calcula el ∆G de una reacción a partir de la constante de equilibrio?

Las ecuaciones de energía libre y del cambio de energía libre estándar son:

En una reacción:

El cambio de energía libre de la reacción está dado por:

La cantidad de ∆G° representa el cambio que se da cuando los reactivos en su estado estándar respectivo se convierte en productos, también en su correspondiente estado estándar. Cuando se empieza la reacción en ese momento ya no existe la condición del estado estándar ni para los reactivos ni para los productos para esto se usa ∆G en lugar de ∆G° para predecir la dirección de la reacción. La relación entre el ∆G y el ∆G° es:

Con esta ecuación se toma en consideración 2 casos:

CASO 1: si el ∆G° tiene un valor muy negativo, el término RTlnK no se aproxima lo suficiente al termino ∆G° hasta que ocurra una formación significativa de productos

CASO 2: si el ∆G° tiene un valor muy grande positivo el término RTlnK será más grande en tamaño que el ∆G°, pero negativo, solo en la medida en que una pequeña cantidad de producto se haya formado y la concentración sea grande respecto a la del producto

En el equilibrio, por definición ∆G = 0, donde K es la constante de equilibrio. Entonces

4. Investigar para el nitrato de potasio a 25°C las siguientes entalpías de formación:

∆Hf (kJ/mol)

KNO3 -492.8

K+ -252.38

NO3-(aq) -205.0

5. Con la información de la tabla anterior calcular el ∆H de la reacción de disolución.

6. A partir de la ecuación de Gibbs-Helmholtz y la relación entre la consatante de equilibrio y el ∆G, encontrar una relación entre la constante de equilibrio y el ∆H.

Análisis de la técnica:

Con ayuda de una balanza pesar 4 gramos de KNO3 y con ayuda de una pipeta agregar 3 ml de agua, sumergir esta mezcla en baño maría para conseguir que el soluto se disuelva por completo, colocar el termómetro dentro del tubo de precipitado y medir la temperatura en la cual aparecen los primeros cristales de la solución, repetir el procedimiento agregando un mini litro por cada vez que se repita el experimento.

Resultados:

Tabla 1 Masa de KNO3= 4 gramos.

Evento n KNO3

(mol) Vol. De agua agregado/ (mL) Vol. Total de solución/ (mL) Temperatura

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