Objetivo General

Estudiar el equilibrio de una reacción de disolución para determinar las propiedades termodinámicas asociadas a ésta.
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 KNO3.
e) Obtener las propiedades termodinámicas aˆ†G, aˆ†H y aˆ†S para la reacción de disociación del KNO3.

Introducción

sQué es el equilibrio?
Estado de un sistema cuando fuerzas opuestas que obran en él se compensan equilibrándose o “destruyéndose” mutuamente.
sQué es solubilidad?
- Es una magnitud que mide el proceso de disolución en mol/l generalmente.
- La solubilidad de una sal MX poco soluble puede analizarse en función del equilibrio:
La constante de equilibrio, en este caso , se denomina constante de producto de solubilidad.
sQué es el equilibrio químico?
Es un valor igual a la relación de las concentraciones de equilibrio de los productos entre las concentraciones de equilibrio de los reactivos, cada una elevada a una potencia igual a su coeficiente estequiométrico.


Para una reacción reversible en equilibrio y a una temperatura constante una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante K (constante de equilibrio).

sCómo obtengo la solubilidad?


mol/L Los moles son constantesLitros totales de solución

Por lo tanto:


Vamos ahora a utilizar las siguientes expresiones para relacionar K con varias propiedades termodinámicas.





Conociendo la constante de equilibrio se puede calcular aˆ†G
de la reacción para cada temperatura
aˆ†G = - RT ln K


Ln K
m = -aˆ†H/R





1/T(

s Y el aˆ†S ?
Lo obtengo de la ecuación de Gibbs-Helmholtz
aˆ†G = aˆ†H - Taˆ†S
s Hay otra manera de obtener el aˆ†S ?
ln K = -aˆ†H/RT + aˆ†S/R



Reactivos y materiales

1 Probeta graduada de 50 mL. con base
de plástico
1 Termómetro digital (-10 a 100°C)
1 Bureta
1 Soporte
1 Baño María (vaso de ppdo. de 600 mL)
1 Resistencia eléctrica para calentamiento
1 Agitador de vidrio
4 g de KNO3
Agua destilada


   
Tablas


n KNO3
(mol)

Vol. de agua
agregado/(mL)

Vol. total de
solución/(mL)

Temperatura
(sC)

Temperatura
( K )
0.039
3
5
73
346.15
0.039
1
6
64.4
337.55
0.039
1
7
58.3
331.45
0.039
1
8
54.2
327.35
0.039
1
9
43.3
316.45
0.039
1
10
36.0
309.15
0.039
1
11
30.1
303.25








1. Constante del producto de solubilidad 
Ks = [Mm+]n [Nn-]m 

2. Relación de la constante de equilibrio con la energía de Gibbs 
ΔG = -RT Ln K 

3. Relación de la constante de equilibrio con la entalpía y la entropía de la reacción. 
Ln K = -ΔH/RT + ΔS/R 

Algoritmo de cálculo 

La reacción de disociación 

KNO3 K+ + NO3- 

La entalpía teórica de lareacción esta dada por: 

ΔHrs= ΣηΔHfs de productos - ΣηΔHf s reactivos 

ΔHfs KNO3 = -492.7 KJ/mol 
ΔHf sK+ = -252.4 KJ/mol 
ΔHf sNO3- = -207.4 KJ/mol 

ΔHrs= (-207.4 KJ/mol -252.4 KJ/mol) – (-492.7 KJ/mol) 
ΔHrs= 32.9 KJ/mol 

Número de moles KNO3, K+ y NO3- 
4g KNO3 
nKNO3 = 4g KNO3 (1mol KNO3/101g) 
nKNO3 = 0.0396 mol KNO3 

nK+ = 0.0396 mol KNO3 (1 mol K+/ 1 mol KNO3) =0.0396 mol K+ 
nNO3- = 0.0396 mol KNO3 (1 mol NO3-/ 1 mol KNO3) = 0.0396 mol NO3- 

Temperatura en kelvin 
73 sC a K 
T= 73 sC + 273.15 = 346.15 K 

Constante de equilibrio de la disolución y solubilidad 
KNO3  K+(ac) + NO3-(ac)


s: solubilidad 
T = 344.65K 
Vdisolución= 0.005L 
[K+] = 0.0396 mol K+/0.005 Ldisolución 
[NO3-] = 0.0396 mol NO-3 /0.005 Ldisolución 

Usando la ecuación 1 
Ks = [K+][NO3-] 
Ks = (0.0396 mol/0.005 Ldisolución) (0.0396 mol/0.005 Ldisolución) 
Ks = 62.7264 mol2/ L2disolución 

Usando la ecuación 1 y considerando que la concentración y la solubilidad de los iones es la misma en este caso: 

Ks = [K+][NO3-] = s x s = s2 

s = (Ks)1/2 
s = (62.7264 mol2/L2disolución)1/2 
s = 6.601 mol/Ldisolución 

Entalpía y entropía experimentales de la reacción 

Considerando la grafica de Ln K vs 1/T obtuvimos la ecuación: 
y = -2500.5x + 10.936 

comparándola con la ecuación 2 
Ln K = -ΔH/RT + ΔS/R 

Tenemos que: 
y = Ln K, m= -ΔH/R, b= ΔS/R 

ΔH=-(-2500.5)(8.31) J/mol 
ΔH= 20779.16 J/mol 

ΔS = (10.936)(8.31) J/molK 
ΔS = 90.88 J/molK 

Entropía y energía libre de Gibbs calculadas de lareacción 

R= 8.31 J/mol K 
T= 344.65 K 
K= 43.569 mol/Ldisolución 
Ln K= 3.77 
ΔH= 20779.16 J/mol 

ΔG de la reacción 

Usando la ecuación 2 
ΔG = - (8.31J/molK)(346.15K)(3.77) 
ΔG = 10809.86 J/mol 

ΔS de la reacción 

Usando la ecuación 3 
ΔS = (8.31J/molK)(3.77) + (20779.16 J/mol)/(346.15 K)
ΔS = 91.62 J/mol K 

% de Error del ΔH 
ΔH teórico = 32.9 KJ/mol 
ΔH experimental = 20.77 KJ/mol 

% Error = [(valor teórico – valor experimental)/valor teórico] x 100 
% Error = 36.87% 






Tabla de cálculo de propiedades 
Vdisolución (L)
Temperatura (K)
1/T (K-1)
solubilidad 's' (mol/L)
K
Ln K
ΔG (J/mol)
ΔS (J/mol) 
0.005
346.15
0.00288
6.601
62.72
4.13
-10809.86

91.66 
0.006
337.55
0.00296
6.093
43.56
3.77
-10273.28

90.78 
0.007
331.45
0.00301
5.281
32.00
3.46
-9293.84

89.49 
0.008
327.35
0.00305
4.659
24.50
3.19
-7957.94
92.36 
0.009
316.45
0.00316
4.169
19.36
2.96
7268.87
91.56 
0.0010
309.15
0.00323
3.772
15.68
2.75
-6717.37
90.32 
0.0011
303.25
0.0029
3.444
12.96
2.56
-6148.13
90.01 


Toxicidad KNO3
Ojos y Piel: Contacto en los ojos puede ocasionar irritación, picazón o ardor, lagrimeo profundo, contacto prolongado con la piel puede ocasionar irritación, con ampollas dolorosas e hinchazón.

Inhalación: Irritación de la tráquea respiratoria.

Ingestión: Dolor de estómago, nauseas, vómito y diarrea.
Posibles efectos crónicos a la salud: Anemia, mareos, dolor de cabeza, perdida del aliento, ritmo cardíaco alto, problemasen los riñones, inconsciencia y dolor en el corazón.

MANIPULACIÓN Y ALMACENAMIENTO
* Antes de trabajar con nitrato de potasio, debe estar capacitado en el almacenamiento y la manipulación apropiados de esta substancia química.
* El nitrato de potasio puede explotar en contacto con ÁCIDO SULFÚRICO o MATERIALES COMBUSTIBLES en forma finamente dividida o líquida
.
* El nitrato de potasio no es compatible con AGENTES REDUCTORES; BASES FUERTES (tales como
HIDRÓXIDO DE SODIO e HIDRÓXIDO DE POTASIO); ÁCIDOS FUERTES (tales como el CLORHÍDRICO, SULFÚRICO y NÍTRICO); METALES QUÍMICAMENTE ACTIVOS (tales como POTASIO, SODIO, MAGNESIO y ZINC); SALES METÁLICAS; METALES FINAMENTE DIVIDIDOS; y HALÓGENOS.
* Almacene en recipientes bien cerrados, en un área fresca y bien ventilada y lejos de HUMEDAD.


Análisis de resultados y conclusiones

Durante el experimento observamos que a temperatura ambiente el nitrato de potasio no es soluble, lo que coincide con la entalpía teórica de la reacción que tiene valor positivo, esto nos indica que la reacción es endotérmica y necesita energía para llevarse a cabo, tiene una constante de equilibrio menor a 1 y el equilibrio esta “desplazado” hacia los reactivos. Al aumentar la temperatura de la disolución; se lleva a cabo la reacción de disociación, a mayor concentración de la disolución, la energía que se debe suministrar para que se lleva a cabo la reacción también es mayor; con esto la constante de equilibrio aumenta y en equilibrio de la reacción se “desplaza” de reactivos a productos.