PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DEL PERÚFacultad de Ciencias e IngenieríaSemestre 2010-1

LABORATORIO 2 DE FÍSICO-QUÍMICASOLUBILIDAD Y TERMODINÁMICA

Alumnas responsables:Antonella Hadzich 20074328Brenda D’Acunha 20067205

II – Objetivos

Estudiar la variación de la solubilidad con respecto a la temperatura para una reacción de equilibrio, por medio de la construcción de una curva de solubilidad.

Relacionar las variables termodinámicas de entalpía (∆H), entropía (∆S) y energía libre de Gibbs (∆G) con los conceptos de equilibrio por medio de ecuaciones simples.

III - Fundamento teórico

La solubilidad de un compuesto se refiere a la cantidad de soluto que será disuelta en una cantidad dada de solvente. Usualmente varia con la temperatura, de manera que, a mayor temperatura, mayor será la cantidad del sólido que se disolverá. Para el caso de un electrolito fuerte, como el nitrato de potasio, consideramos que, la siguiente reacción:

KNO3 (S) + H2O ↔ K+ (ac) + NO3

-(ac)

Es un equilibrio cuando el sólido está en contacto con la disolución saturada, lo que se produce cuando empieza el proceso de cristalización, es decir, proceso por el cual se forma un sólido cristalino a partir de una disolución, gas o líquido, ya sea para purificarla, transportarla, etc. Es así como podemos hallar la constante de equilibrio para la reacción:

Luego, es posible simplificar esta ecuación si consideramos que tanto la actividad del agua como la de los iones de la sal son iguales a 1, y obtenemos:

Kps= [K+]. [NO3-]= s.s = s2

Donde KPS es la constante de solubilidad y s es la solubilidad de la sal en moles de soluto por litros de disolución.

Es posible asociar esta constante de solubilidad con la energía libre de Gibbs (∆G), que es una función de estado extensiva que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química, por medio de la siguiente ecuación:

ΔG = -RT Ln (Kps)

Donde R es la constante universal de los gases y T es la temperatura expresada en Kelvin. Recordando que si ΔG<0 se favorece la formación de productos (es espontánea) y si es mayor a cero, entonces se favorece la formación de reactivos.

Con el fin de explicar, o predecir, la solubilidad de una sustancia en el agua, hay que considerar, también, tanto los efectos de la energía como los efectos de la estructura. El factor energético se refiere al calor de disolución (∆H), y está relacionado con las magnitudes relativas de las fuerzas entre las moléculas de agua, entre los iones en solución rodeados de moléculas de agua, y la fuerza que hay entre los iones en la red cristalina de la sal no disuelta. El ∆H puede ser positivo, si el proceso de disolución absorbe calor de los alrededores y de esta manera el equilibrio, a altas temperaturas se desplaza la derecha, o negativo, si emite calor, y el equilibrio, para altas temperaturas se desplaza hacia la izquierda.Entonces, vemos que es posible relacionar la temperatura con la constante de equilibrio, por medio de las siguientes funciones termodinámicas:

[ ∂ (∆GT )∂T ]=−R( ∂LnK∂T )=−∆ H

T 2 , que también se puede expresar como:

∂ LnK

∂1T

=−∆HR

Los efectos de estructura, se pueden explicar si utilizamos el término de entropía de la solución (∆S) y está relacionado con la diferencia en el desorden estructural que hay entre el sólido KNO3 y el agua cuando están separados, y la solución resultante cuando la sal se disuelve en el agua. Si la solución provoca un aumento general de desorden, luego ΔS es positivo y se favorece la disolución.Este ∆S es posible hallarlo si lo relacionamos con la espontaneidad de una reacción y el calor necesario para que suceda, de manera que obtenemos la siguiente expresión:

ΔG = ΔH – T ΔSDonde T es la temperatura en Kelvin, y es el factor que balancea los cambios en la entalpía y en la entropía, como consecuencia, se puede generalizar diciendo que las reacciones son energía llevada a bajas temperaturas y entropía llevada a altas temperaturas.

IV – Parte Experimental

IV.1. Reactivo: KNO3 (Grado de pureza PA)

Propiedades generalesNombre Nitrato de PotasioFórmula química KNO3

Apariencia Sólido blancoPropiedades Físicas

Peso molecular 101,1gPunto de fusión 607KPunto de ebullición Se descompone a 673KDensidad 2,1x103kg/m3

Estructura cristalina AragonitaSolubilidad 35g en 100 g de agua

IV.2. Esquema de procedimiento

V- Datos

V.1. Datos teóricos

∆ H teórico 37,22 KJ∆ S teórico T= 298K 115,8 J

V.2.Datos Experimentales

Tabla 1.- Masa utilizada de KNO3 en ambos ensayos.

N° Ensayos Masa de KNO3

Pesar 15g de KNO3 y transferir a un tubo de ensayo

grande.

Añadir 15mL de agua destilada e

introducir el tubo en baño de agua

caliente hasta disolver el sólido. Determinar y

registrar el volumen de la solucion por

comparación con otro tubo de agua

destilada

Introducir un termómetro en la

solución de KNO3 y enfriar por medio

de suave agitación. Registrar

temperatura cuando aparezcan

los primeros cristales

Agregar 5mL de agua destilada y calentar hasta

completa disolución.

Medir nuevamente la temperatura de

formación de cristales.

Repetir el procedimiento

hasta que la temperatura sea parecida a la del

ambiente, agregando 5mL

cada vez.

(g)1 15,01342 15,0009

Tabla 2.- Datos experimentales del primer ensayo

N° Ensayo Volumen realde solución

(mL)

Temperatura deFormación de cristales

(K)

1/T(K-1)

1 22,0 331,50 0,003022 26,9 318,15 0,003143 31,6 308,15 0,003244 37,0 304,15 0,003295 41,9 299,15 0,00334

Tabla 3.- Datos experimentales del segundo ensayo

N° Ensayo Volumen realde solución

(mL)

Temperatura deFormación de cristales

(K)

1/T(K-1)

1 21,0 330,15 0,003032 26,3 317,15 0,003153 30,1 307,15 0,003264 35,9 303,15 0,003295 40,8 298,15 0,00335

VI – Cálculos y resultado

VI.1. Cálculos

VI.1.1. Primer ensayo

El número de moles de KNO3 utilizado es:

15,0134 g×( 1molde KN O3101,1 gde KN O3 )=0,1485molTabla 4.-

N° Ensayo Solubilidad(mol/L)

K lnK

1 6,75 45,6 3,822 5,52 30,5 3,423 4,69 21,9 3,094 4,01 16,1 2,78

5 3,54 12,5 2,53

Tabla 5.-Cálculos para hallar ∆G

N° Ensayo Temperatura deFormación de cristales

(K)

lnK ∆G(KJ/mol)

1 331,50 3,82 -10,532 318,15 3,42 -9,043 308,15 3,09 -7,914 304,15 2,78 -7,035 299,15 2,53 -6,28

Gráfico 1.- Cálculo de ∆ H . Gráfica de LnK vs 1/T, cuya regresión lineal posee la pendiente −∆ H /R.

LnK=−∆HRT

+C ; C=∆SR

VI.1.2. Segundo ensayo

El número de moles de KNO3 utilizado es:

15,0009 g×( 1mol de KNO3101,1g de KNO3 )=0,1484molTabla 6.-

N° Ensayo Solubilidad(mol/L)

K lnK

1 7,06 49,84 3,912 5,64 31,81 3,463 4,93 24,30 3,194 4,13 17,06 2,845 3,64 13,25 2,58

Tabla 7.-Cálculos para hallar ∆G

N° Ensayo Temperatura deFormación de cristales

(K)

lnK ∆G(KJ/mol)

1 330,15 3,91 -10,732 317,15 3,46 -9,123 307,15 3,19 -8,154 303,15 2,84 -7,165 298,15 2,58 -6,39

Gráfico 2.- Cálculo de ∆ H . Gráfica de LnK vs 1/T, cuya regresión lineal posee la pendiente −∆ H /R.

LnK=−∆HRT

+C ; C=∆SR

VI.2. Resultados

IX – Referencias

- CRC HANDBOOK OF CHEMISTRY AND PHYSICS 87th Ed. 2006-2007- BROWN, T. L., H. E.Le May Jr., B. Bursten. Química, la ciencia central.7ma edición. Prentice

Hall, 1998.- CHANG, R. Química. 7ma edición, Mc Graw-Hill, 2003. - http://webs.uvigo.es/eqf_web/eqf_docs/EQF_Practica4.pdf. Visitado el día 16 de abril del

2010.- pages.towson.edu/debye/chem111/F2000/f00solubility_alt.doc. Visitado el día 17 de abril

del 2010.