Práctica 5 Termodinámica del equilibrio de la solubilidad del KNO3 en función de la concentración y la temperatura

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Práctica 5 Termodinámica del equilibrio de la solubilidad del KNO3 en 
función de la concentración y la temperatura
Objetivo:
Realizar el estudio termodinámico de la dependencia del equilibrio de 
la solubilidad del nitrato de potasio con la concentración y la 
temperatura.
Diagrama metodológico
Diagrama ecológico
Observaciones:
FIN
Todo este procedimiento se repitió cuatro veces R1
A la primera aparición de un cristal de KNO3 se retiró el
reactor y se midió la temp. y el Vol.
Posteriormente se añadió a la disolución del reactor
3.mL de agua destilada y se calentó 
1
1
Se retiró al aparecer un cristal de KNO3 y se midió
la temperatura y volumen
Seguidamente se calentó en baño María para
disolver el KNO3 
Se añadió al reactor 10.0g de KNO3 y 7.0mL de
agua destilada
INICIO
CODIGO LUGAR DE 
DESECHO
R1 Disoluciones de 
metales y sales 
inorgánicas
 Al colocar el KNO3 en el tubo se pegó un poco en las paredes
del tubo de ensayo ya que al recibir el material no estaba
completamente seco.
 Tardó un poco en disolverse el KNO3
 Después de un tiempo la disolución comenzó a quedar
transparente
 Se disolvió por completo cuando alcanzó una temperatura de
79°C
 A los 68°C se formó el primer cristal
 Tardó en formarse 2 min con 17 segundos
 Se disolvieron los cristales a las 71°C
 Se formaron los cristales a los 6 minutos con 48 segundos con
una temperatura de 56°C
 Se disolvieron a los 74°C
 Se formaron los cristales a los 41°C
 Se disolvieron a los 77°C
 Se formaron los cristales a los 37°C
 Se observó que disminuía la temperatura en cada cristalización
por cada vez que se le agregaban los 3 mL.
Cálculos 
Concentración de iones 
n=
gmuestra
PM
= 10g
101.105 g/mol
S=( 0.09897mol0.007 L )=14.1285mol /L
S=( 0.0989mol0.013 L )=7.6076mol/L
S=( 0.0989mol0.016 L )=6.1812mol/L
S=( 0.0989mol0.019 L )=5.2052mol/L
S=( 0.0989mol0.022 L )=4.4954mol/L
Constante de equilibrio 
K ps=(14.1285 )
2=199.6145
K ps=(7.6076 )
2=57.8755
K ps=(6.1812 )
2=38.2072
K ps=(5.2052 )
2=27.0941
K ps=(4.4954 )
2=20.2086
Determinación de ∆G
ΔG=−RT ( lnK ps )
ΔG=−(8.3144 JmolK ) (306 K ) (5.2963 )=−13474.8803 Jmol
ΔG=−(8.3144 JmolK ) (352K ) (4.0582 )=−11877.0073 Jmol
ΔG=−(8.3144 JmolK ) (344 K ) (3.6430 )=−10419.5395 Jmol
ΔG=−(8.3144 JmolK ) (347 K ) (3.2993 )=−9518.7998 Jmol
ΔG=−(8.3144 JmolK ) (350 K ) (3.0061 )=−8747.8712 Jmol
0.0028 0.00285 0.0029 0.00295 0.003 0.00305 0.0031 0.00315 0.0032 0.00325 0.0033
0
1
2
3
4
5
6
f(x) = − 2715.35058833179 x + 11.8734964578
R² = 0.295866916608807
Valores Y
Cálculo de la entalpia 
ΔH=−(m ) (R )=− (−4385.8K )(8.3144 Jmol K )=36465.2955 Jmol
Cálculo de la entropía 
ΔS=Rln K ps+
ΔH
T
ΔS=(8.3144 JmolK )(5.2963 )+
36465.2955 J
mol
306K
=163.2031 J
mol K
ΔS=(8.3144 JmolK )( 4.0582 )+
36465.2955 J
mol
352K
=137.3360 J
mol K
ΔS=(8.3144 JmolK )(3.6430 )+
36465.2955 J
mol
344 K
=136.2931 J
mol K
ΔS=(8.3144 JmolK )(3.2993 )+
36465.2955 J
mol
347K
=132.5190 J
mol K
ΔS=(8.3144 JmolK )(3.0061 )+
36465.2955 J
mol
350 K
=126.0466 J
mol K
Cálculo de S a partir de los valores de G y H obtenidos para
cada temperatura 
ΔS=( ΔH−ΔGT )
ΔS=((36465.2955 Jmol )−(−13474.8803 Jmol )306K )=163.2031 Jmol K
ΔS=((36465.2955 Jmol )−(−11877.0073 Jmol )352K )=137.3360 Jmol K
ΔS=((36465.2955 Jmol )−(−10419.5395 Jmol )344K )=136.2931 Jmol K
ΔS=((36465.2955 Jmol )−(−9518.7998 Jmol )347K )=132.5190 Jmol K
ΔS=((36465.2955 Jmol )−(−8747.8712 Jmol )350K )=126.0466 Jmol K
Tablas Tabla 2. Constante de 
equilibrio
Tabla 1. Volúmenes y
temperaturas obtenidas
Temperatura 
(K)
Constante de 
equilibrio (Kps)
306 199.6145
352 57.8755
347 38.2072
344 27.0941
350 20.2086
Tabla 3. Datos obtenidos
Temperatura 
(K)
1/T (K-1) Kps Ln Kps
306 0.00285714 199.6145 5.2963
352 0.00288184 57.8755 4.0582
347 0.00290698 38.2072 3.6430
344 0.00284091 27.0941 3.2993
350 0.00326797 20.2066 3.0061
Tabla 4. Valores de la energía libre de Gibbs y su promedio
Temperatura (K) ∆G ∆G
306 -13474.8803
352 -11877.0073
347 -10419.5395 -10807.6196
344 -9518.7998
350 -8747.8712
 
Volumen (ml) Temperatura 
(K)
7 306
 13 352
16 347
19 344
22 350
Análisis de resultados 
G < 0, por lo tanto, es un proceso espontáneo.
H >0, por lo tanto, requiere energía calorífica para disolverse.
Si, S > 0, y es lo que se esperaba, ya que el grado de desorden de
los productos (dos iones) es mayor que el de los reactivos (una
molécula).
Discusiones:
Una de las desventajas de esta práctica es que fue muy tardada, ya
que tuvimos que esperar mucho tiempo para que el KNO3 se disuelva
en la solución preparada, sin embargo, se logró cumplir el objetivo de
la práctica en un lapso de tiempo menor al límite, llegamos a los
resultados utilizando las fórmulas como la de energía libre de Gibbs, la
ley del equilibrio, entre otras.
Conclusiones
Al diluir los 10g de KNO3, disminuye la temperatura a la que cristaliza
el sólido, es decir ln K es inversamente proporcional a la temperatura. 
Es decir, si se aumenta la temperatura, la K será mayor, lo cual
significa que habrá más productos (iones) presentes que reactivos
(sólido). 
Lo que significa que la solubilidad de la sustancia será mayor
conforme aumente la temperatura.
Las concentraciones del soluto dependen en gran medida de la
cantidad de solvente ya que a mayor cantidad de solvente menor será
la temperatura de disolución del soluto. 
Estas características nos ayudan a determinan los diferentes puntos
de equilibrios que existen entre el estado líquido y sólido. 
La constante de solubilidad depende en gran medida de la cantidad de
disolvente que una sustancia contenga ya que los resultados nos
demuestran que la cantidad de soluto nunca fue modificada y a
medida en que el volumen de solvente aumento la constante de
equilibrio fue menor.