Práctica 7 “Determinación de magnitudes termodinámicas del KNO3 a partir de su solubilidad en agua a varias temperaturas”. EQUIPO 5 Aguilar Magaña Diana Canto Rodríguez Yuseline Peniche Helguera Marco Pérez Muñoz Sharon

Objetivos: Estudiar un equilibrio químico: solubilidad de una sal. Comprobar experimentalmente la relación solubilidad-constante de equilibrio-temperatura. Calcular la Entalpia de la solubilidad del KNO3 a partir de la pendiente de la ecuación que relaciona la constante de equilibrio con la temperatura (ecuación de Van´t Hoff). Determinar la energía libre y Entropía.

EQUILIBRIO QUíMICO El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si la sustancias presentes. Es decir que el equilibrio químico se da cuando existen dos reacciones opuestas que tienen lugar simultáneamente a la misma velocidad.

En términos de velocidad se puede expresar: aA + bB cC + dD Cuando ambas velocidades se igualan se considera un equilibrio químico. Vd Vi Vd= Velocidad de formación de los productos (velocidad directa) Vi= Velocidad de descomposición de los productos (velocidad inversas)

SOLUBILIDAD: Es una medida de la capacidad de disolverse una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente). En la solubilidad, el carácter polar o apolar de la sustancia influye mucho, ya que, debido a este carácter, la sustancia será más o menos soluble

SAL: Una sal es un compuesto químico formado por cationes enlazados a aniones . Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base proporciona el catión y el ácido el anión.

Se denomina como el contenido de calor del sistema Entalpía Se denomina como el contenido de calor del sistema Cuando se produce un cambio, el sistema puede absorber energía calorífica, o desprenderla A la entalpia se le asigna el símbolo H, y una variación de entalpía se representa por ∆H ∆H que acompaña a cualquier proceso que se produzca en un sistema, es igual a la cantidad de calor intercambiada por el sistema cuando el proceso transcurre a presión contante

La unidad de entalpia es kJmol-1 Entalpía La ∆H negativa lo cual indica que desprende energía, es un proceso exotérmico y el calor sale. La ∆H positiva, indica que se absorbe energía, es un proceso endotérmico y el calor entra. La DH se mide de un modo adecuado refiriéndola a una base molar La unidad de entalpia es kJmol-1

Entalpía de Reacción Estándar (∆Hrº) Cuando la presión es 1atm y los reactivos y productos se encuentran en condiciones estándar (su forma más estable a la temperatura ambiente). Entalpia de Formación Estándar (∆Hfº) La variación de entalpia correspondiente a la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos que lo forman, encontrándose todos ellos en condiciones estándar. ∆Hrº > 0 El compuesto es energéticamente menos estable que sus elementos. ∆Hrº < 0 El compuesto es energéticamente más estable que sus elementos

Ecuación de Van’t Hoff Se denomina como la expresión De la presión osmótica de una disolución ideal, de la forma: ∏= CBRT Donde CB es la concentración del soluto. Es una expresión de la pendiente del gráfico de la constante de equilibrio (específicamente, Ln K) en función de la temperatura.

Donde: K= Constante ∆H= Cambio de Entalpía R= Constante de los gases ideales T= Temperatura

Entropía  

Energía libre Los procesos químicos en general se llevan a cabo en recipientes abiertos a presión constante. Al tomar en cuenta esta relación el físico Gibbs definió una nueva función termodinámica que en la actualidad se conoce como función de Gibbs o energía de Gibbs y que se representa mediante el símbolo G: G= H-T S S es la entropía y T temperatura absoluta

A temperatura constante: dG=dH- T dS En condiciones de equilibrio a temperatura y presión constante es: dG= 0 Como G esta formado por H, T y S, que son funciones de estado, entonces también es una función de estado

Diagrama metodológico Pesar 10g KNO3 en tubo de ensayo Instalar sistema para determinar magnitudes termodinámicas Añadir desde bureta 7.0mL de agua al tubo de ensayo Colocar agitador magnético en tubo de ensayo

Cerrar tubo con tapón horadado Insertar termómetro en el orificio del tapón Calentar mezcla en baño maría hasta disolución Agitar constantemente Sacar tubo del baño maría

Seguir agitando para evitar sobresaturación Dejar que se enfríe Seguir agitando para evitar sobresaturación Anotar temperatura de aparición de los primeros cristales Medir volumen de disolvente a temperatura ambiente Llenar un tubo de ensayo hasta igualar el nivel del tubo anterior

Confirmar temperatura de aparición de los primeros cristales Volver a calentar hasta disolución Dejar enfriar sin dejar de agitar Anotar temperatura de aparición de cristales Añadir a disolución 3mL de agua destilada

Calentar hasta disolución de todo el sólido Determinar volumen de disolución y temperatura de equilibrio Repetir procedimiento 5 o 6 veces R1 Añadir 3mL cada vez que se repita

Diagrama ecológico KNO3 + agua destilada Disoluciones de metales y sales inorgánicas R1

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