LABORATORIO DE EQUILIBRIO Y CINETICA PRACTICA No. 2 “CONSTANTE DE EQUILIBRIO, DISOLUCIÓN DEL KNO3”

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Tablas De Resultados

Vol. Total de solución (mL)

Temperatura (K)

1/K (K-1)

Solubilidad (mol/L)

Kps

ln Kps

ΔG (J/mol)

ΔS (J/molK)

5

353.55

0.002828

7.900

62.410

4.1337255

12150.73

151.7702

6

347.55

0.002877

6.583

43.340

3.7690824

10890.87

150.7654

7

344.25

0.002904

5.643

31.842

3.4607810

-9905.08

149.3470

8

338.15

0.002957

4.938

24.379

3.1937183

-8978.75

149.3017

9

337.65

0.002961

4.389

19.262

2.9581522

-8304.19

147.5250

10

328.55

0.003043

3.950

15.603

2.7474312

-7504.78

149.1780

11

320.25

0.003122

3.591

12.895

2.5568108

-6807.65

150.8674

13

315.65

0.003168

3.038

9.232

2.2227026

-5833.07

149.9785

14

311.15

0.003213

2.821

7.960

2.0744867

-5366.49

150.6480

[pic 26]

ΔH

41507.645

ANALISIS DE RESULTADOS:

De los resultados obtenidos tenemos que la variación de la entalpia de la reacción es positiva lo que quiere decir que es una reacción endotérmica por lo que la solubilidad del KNO3 aumenta conforme aumenta la temperatura, en cuanto a la variación de la entropía tenemos un valor positivo, este era un valor esperado debido a que hay mayor entropía en un estado acuoso. Con estos valores se entiende que la reacción es desfavorable entéricamente y favorable entrópicamente, por lo que la reacción es favorable a altas temperaturas, esto tiene que ver que la constante de equilibrio aumente conforme aumente la temperatura y es por lo cual el compuesto era soluble cuando lo calentábamos.

Para obtener la variación de la entalpia experimental fue necesario realizar una gráfica donde en el eje de las abscisas estuviera la temperatura en kelvin a la menos uno y en el eje de las ordenadas se calculó el logaritmo natural de la constante de equilibrio, dada la regresión lineal y nuestra ecuación de la recta se podía obtener el valor experimental de la variación de la entalpia despejando de la pendiente de la recta este valor.

Para la disolución de la sal también era favorable el aumento del disolvente por lo que con un mayor volumen del disolvente la temperatura para que cristalizara el KNO3 era menor. Entonces podemos decir que la constante de equilibrio también depende del volumen de disolvente usado para poder disolver la sal.

Nuestro porcentaje de error puede ser causa del observador, así como de que el tubo de ensaye estuviera sucio. En nuestro experimento el volumen total de la solución no era exacto debido a que no teníamos un sistema de medición más exacto, por lo que aproximamos su valor al más cercano, por lo que también se puede deber a un porcentaje de error la vaporización del agua y que este volumen no era exacto.

TRATAMIENTO DE RESIDUOS:

Nitrato de Potasio

En este caso el nitrato de potasio disuelto en agua será reciclado al depositarlo en botes de reciclaje de la facultad para que sea primero deshidratado luego pueda ser reutilizado.

CONCLUSIÓN:

Se puede observar con la práctica