Practica 2 Constante de Equilibrio. Disolucion Del Kno3 1 (2)

7/27/2019 Practica 2 Constante de Equilibrio. Disolucion Del Kno3 1 (2)

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UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MEXICO

Facultad de Qumica

Laboratorio de Equilibrio y cintica

Equipo 3Integrantes:

Crespo Hernndez Katia Paola

Gonzlez Prez Wendy Itzel

Gonzlez Vara Florencia Stephania

Practica 2: Constante de equilibrio.

Disoluciones del KNO3

Grupo: 35Horario: 8:00-11:00 h


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Constante de equilibrio. Disoluciones del KNO3

A4. METODOLOGA EMPLEADA.

Describir detalladamente en el cuadro 2 la metodologa empleada despus de haber

realizado el experimento. Laboratorio de equilibrio y cintica

Cuadro 2. Metodologa empleada

1. Pesar 4 g de KNO3 y transferirlos a una probeta graduada de 50 mL. (Se necesita unaprobeta graduada sin base).

2. Aadir con una bureta 3 mL de agua destilada y calentar la probeta a bao Mara hastaque se disuelva el KNO3.

3. Anotar el volumen de la solucin de KNO3.

4. Retirar la probeta del bao y dejarla enfriar agitando lentamente, para ver cuando seproduce el primer cristal. Introducir un termmetro digital.

6. Anotar la temperatura en que aparecen los primeros cristales. Se va a suponer que asta temperatura el sistema est en equilibrio.

7. Agregar 1mL de agua destilada y calentar en bao Mara hasta disolucin total delKNO3. Determinar el volumen total de solucin y anotarlo.

8. Enfriar lentamente y anotar la temperatura en que aparecen los cristales.

9. Repetir (pasos 6 y 7) aadiendo 1 mL de agua hasta que la temperatura de

cristalizacin sea cercana a la temperatura ambiente.

A5. DATOS, CLCULOS Y RESULTADOS

1. Registrar los datos experimentales de temperatura y volumen en la tabla 1.

Calcular el nmero de moles del KNO3 (anotar en la tabla 1).

TABLA 1 Masa de KNO3 = 4g

n KNO3(mol)

Vol. de aguaagregado/(mL)

Vol. total desolucin/(mL)

temperatura(C)

temperatura( K )

1 0.396 3 5.2 63.3 336.52 0.396 1 5.8 52.2 325.4

3 0.396 1 6.6 42.3 315.5

4 0.396 1 7.6 33.2 306.4

5 0.396 1 8.8 29.8 302.9

6 0.396 1 9.8 28.1 301.9


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2. Algoritmo de clculo

a) Constante de equilibrio de la disolucin de KNO3.

[ ][ ]=S2

b) Relacin de la constante de equilibrio de la disolucin del KNO3 con la energa deGibbs.

c) Relacin de la constante de equilibrio con la entalpa y entropa de reaccin

+

Clculos.

Anotar los resultados en la tabla 2.

a) Calcular la concentracin de los iones (solubilidad) para cada evento. [K+] = [NO3] = s

1 7.612 6.82

3 6.00

4 5.20

5 4.50

6 4.04

b) Calcular la constante de equilibrio K.

1 (7.61)2=57.9

2 (6.82)2=46.5

3 (6.00)2=36.0

4 (25.20) =27.1

5 (4.50)2=20.2

6 (4.04)2 =16.3

c) Calcular G a partir de la constante de equilibrio para cada temperatura.

1

() () --11358.50

2

() () -10388.64

3

() () -9390.57

4

() () -8406.45

5

() () -7580.11

6

() () -7002.89


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d) Calcular S a partir de los valores de G obtenidos para cada evento

1

()+

()=136.6

2

()+

()=138.3

3

()+

()=139.5

4

()+

()=140.4

5

()+

()=139.3

6

()+

()=137.8

TABLA 2. Calculo de propiedades.

1. Trazar la grfica ln K vs. 1/T. Analizar el comportamiento observado.

Vol. totalsolucin(mL)

Temp.( K )

1/T( K 1 )

solubilidads( mol/L )

K ln K G( J/mol )

S(J/molK)

5.2 336.5 2.97x10-3 7.6 57.9 4.06 -11358.50 137.8

5.8 325.4 3.07x10-3 6.8 46.5 3.84 -10388.64 139.3

6.6 315.5 3.17x10-3 6.0 36.0 3.58 -9390.57 140.4

7.6 306.4 3.26x10-3 5.2 27.1 3.30 -8406.45 139.5

8.8 302.9 3.30x10-3 4.5 20.3 3.01 -7580.11 138.3

9.8 301.9 3.31x10-3 4.04 16.3 2.79 -7002.89 136.6

H =35000J/mol.

A6. ELABORACIN DE GRFICOS

1. Trazar la grfica ln K vs. 1/T. Analizar el comportamiento observado.

y = -3435.1x + 14.35

0

1

2

3

4

5

0 1 2 3 4 5 6 7

ln K vs. 1/T.

Valores Y

Linear (Valores Y)

ln K

1/T.


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A7. ANLISIS DE RESULTADOS.

1. Calcular la pendiente y el coeficiente de correlacin. Qu representa esta pendiente?

Qu unidades tiene? Anotar los resultados obtenidos.

m = -3435.1 es de la reaccin y sus unidades son J/mol r2 = 0.93

2. Comparar el valor del H obtenido experimentalmente con el terico calculado a 25C

(calculado en el cuestionario previo.)

H terico = 34610J

H experimental = 28559.47j

% error = 17.5%

3. Calcular S a partir de los valores de G y H obtenidos para cada evento

1

()+

()=118.7

2

()+

()=119.7

3

()+

()=120.3

4

()+

()=120.6

5

()+

()=119.3

6

()+

()=117.8

4. A partir de los resultados obtenidos para el G, H y S, discut ir y contestar las

siguientes preguntas

a) Es el proceso de disolver KNO3 en agua espontneo a todas las temperaturas

estudiadas?

G= es negativo por lo tanto es espontaneo para todas sus temperaturas

b) Es una reaccin que libera energa o que requiere energa?

H= es negativo por lo tanto es una reaccin que libera energa

c) Es el valor de S consistente con el esperado para esta reaccin?

S= es positivo y H=positivo por lo tanto es un proceso espontaneo y si es consistente


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DISCUSIN DE RESULTADOS

La solubilidad del KNO3 se comporta de manera decreciente al aumentar el volumen dedisolucin. Por ejemplo en la tabla 2, 4 g de KNO3 tiene un volumen de 5.2 mL (336.4 K)tienen una solubilidad de 7.61 mol/L, a comparacin del ultimo dato, que es 4g de KNO 3en 9.8 mL de disolucin tiene una solubilidad de 4.04 mol/L; 7.61 > 4.04.

Cuando tenemos soluto en poca agua la temperatura de cristalizacin es ms alta, quecuando tenemos la misma cantidad de KNO3 en ms agua (la temperatura decristalizacin es menor).Obtuvimos que la constante de equilibrio, es la misma que la constante del producto,porque los reactivos son slidos a concentraciones diluidas.

Al finalizar los clculos y determinar la pendiente de la recta, calculamos la entalpaexperimental, nuestro resultado es menor que el terico obteniendo un porcentaje de errordel 17.5 %

APLICACIONES.

Por ejemplo existen gran cantidad de plantas que producen amoniaco el cual es esencialpara el crecimiento de muchos de los cultivos que nos alimentan, lamentablemente estnplantas no producen todo el nitrgeno que necesitan grandes plantaciones que nos surtena diario de alimentos, por eso se hace necesario que se implementen cantidad deprocesos con los cuales se sintetice sustancias nitrogenadas que suplan losrequerimientos de nitrgeno amoniacal que solicita la tierra. Para eso debe sintetizarseamoniaco a partir de nitrgeno e hidrogeno molecular. Esta reaccin en especficopresenta un equilibrio entre las especies reactantes y la producida, as que es de vitalutilidad conocer las condiciones para las cuales se puede tener el mximo rendimiento deesta reaccin.

En la fase de gas. Motores de los cohetes13

En sntesis industrial, tal como el amonaco en el proceso Haber-Bosch que se lleva acabo a travs de una sucesin de etapas de equilibrio, incluyendo procesos de absorcin.

Qumica de la atmsfera

El agua de mar y otras aguas naturales: Oceanografa qumica

Distribucin entre dos fases

CONCLUSIONESCrespo Hernndez Katia Paola

Al obtener la entalpa nuestro resultado fue 28.6 KJ/mol, (el terico es de 35.5 KJ/mol),que fue menos al esperado, los errores pueden estar asociados a que no tal vez latemperatura de cristalizacin no se tomo precisa; o al medir el volumen tuvo otroporcentaje de error.Se cumplieron con todos los objetivos de la prctica.
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Qu aprend?

Aprendimos otra vez las aplicaciones de las ecuaciones de estado como son entalpa,

entropa y energa de Gibbs. Los conceptos de constante de equilibrio y la del producto. Al

realizar la grafica correctamente y determinar la pendiente, que tiene significado fsico de

entalpia.

Cmo lo aprend?

Realizando los pasos de la practica de forma correcta, y al realizar los clculos con ocho

datos diferentes, graficando y utilizando la regresin lineal. Resolviendo las ecuaciones de

estado necesarias en la practica.

Qu es lo que se me dificulto entender?

Porque la constante es igual a uno y porque k= s2

Gonzlez Prez Wendy Itzel

Se aprendi que es lo que ocurre con la energa libre de Gibbs cuando el sistema esta en

equilibrio, se pudo observar que la entropa aumenta mientras K disminuye pero llega a un

punto en donde comienza a disminuir si se grafica se vera como una parbola.

Con respecto a la determinacin del H se obtuvo un porcentaje de error de 17 .5 el cual

es considerable ya que pudo haber poca precisin al ir agregando mas agua y al observar

la temperatura en la que se formaba el primer cristal, tambin se sabe que la reaccin es

espontanea ya que G es negativa, y su entropa tiende a ser positiva por lo que aumenta

su grado de desorden.

Qu aprend?

Cual es la relacin de la constante de equilibrio con la energa libre de Gibbs, como

calcular la entalpia y la entropa a travs de la grafica de Ln K vs. 1/T.

Cmo lo aprend?

Planteando las ecuaciones necesarias y utilizando regresin lineal.


Plantear las ecuaciones

Gonzlez Vara Florencia Stephania

Se obtuvo un resultado de 28.6 KJ/mol el cual fue menor al esperado, sin embargo losresultados de entalpia entropa y energa libre e Gibbs y segn sus criterios fueronconsistentes y cercanos a lo que esperbamos, sin embargo ese porcentaje de error tanalto se debe a la imprecisin de la temperatura de cristalizacin o al medir el volumentuvo hubo error de paralelaje.Qu aprend?


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Aprend las aplicaciones que tiene G, H y S y la relacin que los combina para una

reaccin.

Cmo lo aprend?

Llevando a cabo la prctica y resolviendo los clculos planteados


Porque la pendiente tiene ese valor y determinarlo por medio de regresin lineal

BIBLIOGRAFA

R. Chang, Qumica, Mc Graw Hill, 7 ed., Mxico, 2002, p. 743 749

L. Brown, Qumica La ciencia central, PEARSON, 9 ed., Mxico, 2004, p.491

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Practica 2 Constante de Equilibrio. Disolucion Del Kno3 1 (2)