CONSTANTE DE EQUILIBRIO" Disolución Del KNO3 Constante Del Kno3

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PLANTEL: Facultad De Química

MATERIA: Laboratorio de Equilibrio y Cinetica

NOMBRE DE LA PRACTICA:

“CONSTANTE DE EQUILIBRIO”

Disolución del KNO3

PRACTICA NUMERO: 5

Equipo: 3

GRUPO: 5

FECHA DE ENTREGA: 6 de octubre del 2008

Objetivos de la practica:

Determinara 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 del producto de solubilidad del KNO3

Obtener la constante de equilibrio de disolución del KNO3

Obtener las propiedades termodinámicas ∆G, ∆H, ∆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, ∆S a estas mismas condiciones.

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

A.2 Propuesta del diseño experimental

Variables termodinámicas: Temperatura y Volumen.

Hipótesis:

Obteniendo las temperaturas de ebullición de una disolución a diferentes volúmenes y degradación de sustancia podremos obtener diferentes ∆H, ∆G, ∆U y posteriormente encontrar la Kp del KNO3.

Propuesta del diseño experimental:

1: Se realizará una disolución con KNO3 y agua que se introducirá en la bureta para tomar una porción en mL cada vez que se necesite.

2: Se monta el soporte universal para colocar ahí el vaso de precipitados de 600mL; llenar lo suficiente con agua para cubrir la resistencia que se introducirá dentro del vaso.

3: En una probeta graduada de 50mL se verterán unos mL (cantidad fija) de la disolución de KNO3 que se encuentra en la bureta, posteriormente se agregan unos 3 mililitros mas de agua destilada y se pone a baño maría (soporte ya armado) envolviendo con el agitador de vidrio y midiendo la temperatura con un termómetro digital hasta su punto de ebullición.

4: Se repite el punto tres pero ahora añadiendo 2 mL de agua destilada en vez de 3, y así sucesivamente con 4mL y 1mL

A.4 Metodología empleada.

A.5 Datos, cálculos y resultados.

1. Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen en la tabla 1. Calcular el número de moles del KNO3 (anotar en la tabla 1)

TABLA 1 Masa de KNO3= 4 gramos

n KNO3 V de agua agregado (mL) V total de solución (mL) Temperatura (°C) Temperatura (K)

(mol)

0.0402 3 5 67 340.15

0.0402 1 6 52.5 325.65

0.0402 1 7 48.9 322.05

0.0402 1 8 43.3 316.45

0.0402 1 9 38.5 311.65

0.0402 1 10 36.2 309.35

0.0402 1 11 33.5 306.65

2.Logaritmo de cálculo

a) Constante de equilibrio de la disolución de KNO3-

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

Ks= 1 = 1

[K+][NO3] [

[K+]=

[-NO3]=

b) Relación de la constante de equilibrio de la disolución del KNO3 con la energía de Gibbs.

∆G= -RT ln K°p

∆G = -(8.314 J/mol K)(298.15 K) ln (

T=25°C = 298.15 K

c) Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y entropía de reacción.

∆H= -RT ln K°p + T∆S

∆S= ∆H + RT ln K°p

T

∆S = -(8.314 J/mol K)(298.15 K) ln ( ) - (8.314 J/mol K) ln ( ) =

∆H = -(8.314 J/mol K)(298.15 K) ln ( ) + (298.15 K) ( ) =

Cálculos

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