Universidad Nacional Autónoma de México

Facultad de química

Laboratorio de

Equilibrio y cinética

Practica 5 : constante de equilibrio

del nitrato de potasio

Equipo 3:

Ramírez Vidal Pamela

Guadarrama Solis Adriana

De Ita Lozada Víctor Jesús

Grupo: 43

Profesor : M en C. Gerardo Omar Hernández Segura

México, Ciudad universitaria, 12de septiembre, 2011

Objetivos

Estudiar el equilibrio de una reacción de disociación para determinar las propiedaaees termodinamicass asociadas a está.

Determinar la solubilidad del KNO3 a diferentes temperaturas Determinar la influencia de la teemperaatura sibre 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 la disolución KNO3

Obtener las propiedades termodinámicas de ΔG, ΔH y ΔS para la reacción de disociación 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 estas mismas condiciones

KNO3 (S )+H 2O→K+1(ac )+NO3−1(ac)

Introducción

La solubilidad de un compuesto químico se puede definir como la máxima cantidad, expresada en masa, o cantidad de sutancia, que pueda disolverse de éste en un volumen de disolvente a una temperatura constante. En general, a mayor temperatura, la solubilidad aumenta. Los datos reportados en libros y tablas se encuentran a

25°C.

En el caso de los compuestos iónicos, el proceso de disolución involucra la disociación de los iones. cuantificarse mediante el estudio del siguiente equilibrio:

La concentración del sólido se considera constante, lo que da como resultado la siguiente expresión de la constante de solubilidad (también conocida como producto de solubilidad):

A la concentración de cada uno de los iones presentes en disolución al momento de la precipitación del sólido se le llama solubilidad molar. Los factores que afectan la solubilidad son la temperatura, el ion común y el pH.

Energía de Gibbs y el equilibrio químico

La energía libre de Gibbs puede predecir en qué sentido se dará una reacción o si el sistema se haya en equilibrio, bajo las condiciones de T y P constantes. SI se tiene el siguiente equilibrio:

aA (g )↔bB(g)

Tomando en cuenta el potencial químico de un componente en una mezcla de un comportamiento ideal:

μA=μ°A+RT lnPA

P° y μB=μ°B+RT ln

PB

P°

Entonces el cambio de la energía de Gibbs en la reacción se define como la siguiente:

∆ rG=b μB−a μA

Al sustituir el potencial químico de cada sustancia en la ecuación anterior se obtiene lo siguiente

∆ rG=b (μ°B+RT lnPB

P°)−a(μ°A+RT ln

P A

P°)

Sabiendo que el cambio en la energía libre de Gibbs estándar es la diferencia de las energías estándares de los productos y reactivos entonces se puede simplificar la ecuación de la siguiente manera:

∆ rG=∆ rG°+RT ln(PB /P° )b

(PA /P° )a

Por definición, cuando un sistema se haya en equilibrio la energía libre de la reacción es igual a 0, por lo que se obtiene lo siguiente:

0=∆ rG°+RT ln(PB/P°)b

(PA /P° )a

0=∆ rG°+RT ln K p

∆ rG°=−RT ln K p

Ahora sustituyendo la energía libre en la primera ecuación:

−∆ rG° /RT=ln K p

−(∆H °rTR

−∆ Sr

TR)=lnK p

−(∆H °rTR

−∆ Sr

TR)=lnK p

−∆ H °rTR

+∆Sr

TR=ln K p

Compuesto Nitrato de potasioFormula química

Masa molecular 101g/molApariencia blanco cristalina granular

Solubilidad en agua 36 gm/100 ml de AguaPunto de ebullición

normal400ºC

Punto de fusión a 1atm

333ºC

ΔHf KNO3 -492.70 KJ/molΔHf K+ -252.38 KJ/mol

ΔHf NO3- -205 KJ/mol

calcular el ∆H de la reacción de disolución

Tomando en cuenta que se tendrá el siguiente proceso:

KNO3→K+¿+NO 3−¿¿ ¿

Considerando que ∆ H r=∑ productos−∑ reactivos sustituyendo nuestros valores:

∆ H r=(−252.38−206.6 )−(−492.7 )

∆ H r=−458.98+492.7

∆ H r=33.72kJ /mol

Posibles efectos contra la salud

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 traquea respiratoria. Ingestión: Dolor de estomago, nauseas, vomito y diarrea. crónicos a la salud: Anemia, mareos, dolor de cabeza, perdida del aliento,

ritmo cardíaco alto, problemas en los riñones, inconsciencia y dolor en el corazón.

Medidas para primeros auxilios

Ojos: Lave los ojos de inmediato con agua por lo menos durante quince minutos incluyendo debajo de los párpados, si el dolor y/o la irritación persiste acuda al medico de inmediato.

Piel: Remueva la ropa contaminada de inmediato y lave el área afectada por lo menos por quince minutos con jabón.

Ingestión: Si la víctima esta consiente y alerta dar de 2 a 4 tazas de agua. No de nada por vía oral a una persona inconsciente.

Inhalación: Lleve a la víctima a un lugar con aire fresco si no respira, dar respiración artificial, si la respiración es complicada suministre oxigeno acudir al medico de inmediato.

.

Desarrollo

Material y Reactivos

Agua desdtilada 4 g de KNO3

Probeta graduada de 50mL Termómetro digital Bureta

Soporte universal Baño maria (vaso de presipitados de 600mL y resitencia electrica) Agitador de vidrio

Procedimiento

Bibliografía

Peter W. Atkins “Fisicoquímica”, Addison-Wesley Iberoamericana paginas :143-150

Chang Quimica general Keith J.Laider “Fisicoquímica” compañía editorial continetal paginas :178-

187 Lange Manual de Química. Autor : Dean, John A. Datos de edición: 13a ed .

Publicación : México D.F. : McGraw-Hill , 1990

1.-Pesar 4g de KNO3 y transferirlos a una probeta de 25mL

2.-Añadir con una bureta, 3mL de agua destilada

3.-calentar la probeta a baño María hasta que se disuelva el KNO3

4.-Anotar el volumen de la solución de KNO3 hasta que aparezca el primer cristal

5.-Agregar 1 mL de agua destilada, calentar hasta diluir, esperar a que aparezcan los cristales

6.-Repetir, agragando 1mL más a cada prueba, hasta que la temperatura alcanzada sea parecida a la del laboratorio