UNIVERSIDAD CENTRAL DEL EUADOR

FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA

LABORATORIO DE ANÁLISIS QUÍMICO

PRÁCTICA # 3

EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD

GRUPO N #7 TINTÍN JHONNY

AYUDANTE DE CATEDRA: IBAÑEZ WILLIAM ARAUJO ANDREA

FECHA DE PRÁCTICA: 2013-10-03

FECHA DE ENTREGA: 2013-10-17

Quito-Ecuador

2014-2014

RESUMEN

Se estudió los principios de le Chatelier y se lo relacionó con su solubilidad, así como también se estimó el kps del hidróxido de zinc experimentalmente y se lo comparó con su valor real. Para la práctica se prepararon varias soluciones con diferentes concentraciones añadiendo hidróxido o ácido a dichas soluciones, todo esto con el fin de conocer si las reacciones producidas tienen o no la formación de un precipitado el cual en algunos casos nos sirvió para medir el pH y determinar experimentalmente el kps de la sustancia inicial de la formación de reacción. Al final de la práctica se concluyó que las reacciones que originan un producto insoluble al final de la reacción se denominan reacciones de precipitación

Descriptores: Kps / pH / CONCENTRACIÓN / PRECIPITADO/REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN

SOLUCIONES ACUOSAS

1. OBJETIVOS

1.1 Estudiar los principios de le Chatelier y relacionarlo con la solubilidad1.2 Estimar el Kps del hidróxido de zinc experimentalmente y compararlo con su valor real

2. TEORÍA

2.1 Principio de Le Chatelier

“El principio de Le Chatelier se enuncia como sigue: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de tempertaura, presión o concentración de uno de los componentes, el sistema desplazará su posición de quilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación” (1)

2.2. Que es el Kps

“Es el producto de solubilidad que indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto” (2)

2.3. Solubilidad

“La solubilidad de una sustancia es la cantidad de esa sustancia que se puede disolver en una cantidad dada de disolvente” (3)

2.4. Factores que influyen sobre la solubilidad

“Interacciones soluto-disolvente: Un factor que determina la solubilidad es la tendencia natural de las sustancias a mezclarse (la tendencia de los sistemas hacia el desorden), es decir que cuanto mayores sean las atracciones entre el soluto y las moléculas de disolvente, mayor será la solubilidad.

Efectos de presión: Las solubilidades de los sólidos y los líquidos no causan un efecto apreciable de la presión, mientras que la solubilidad de un gas en cualquier disolvente aumenta al incrementar la presión del gas sobre el disolvente. Por tanto, la solubilidad del gas aumenta en proporción directa a su presión parcial sobre la disolución

Efectos de Temperatura: La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua aumenta al incrementarse la temperatura de la disolución, en contraste, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura” (4)

2.5. Precipitado: condiciones

“Las soluciones de bicarbonatos circulan a través del suelo y cuando estas alcanzan el estado de saturación (principalmente por pérdidas en agua o de CO2) entonces tiene lugar la precipitación y la consecuente cristalización.

Las condiciones de formación influyen tanto en el tipo de cristales formados como en la clase de acumulaciones resultantes.

Varios parámetros influencian la forma y tamaño de los cristales de carbonato formados. De acuerdo con Folk (1974) los principales son:

concentración de las soluciones, contenido en Na y Mg, velocidad de precipitación, temperatura y presencia de materia orgánica.

Sólo algunos de ellos han sido considerados en los estudios edáficos.

La velocidad de formación parece tener una influencia decisiva en el tamaño de los cristales, de manera que cuanto más lenta es la formación más grandes son los cristales formados (Barthurst 1971). Bal (1975) observa que los cristales grandes se forman lentamente en poros tubulares en suelos con valores de pH uniformes, mientras que los cristales pequeños se forman rápidamente, en suelos con valores de pH contrastados, como resultado de la sobresaturación de las soluciones de bicarbonatos cuando llegan a los horizontes más profundos con pH alto, procedentes de los horizontes superiores donde rigen condiciones más ácidas.

Otro factor importante es la presencia de partículas de arcilla, que actúan como núcleos de cristalización e inducen la formación de carbonatos de tipo micrita.

Finalmente el grado de sobresaturación afecta la velocidad de cristalización, y por tanto también a la forma y el tamaño de los cristales, que en soluciones sobresaturadas tienden a formar aciculares. Además, la presencia de ciertos iones en la solución puede aumentar la tendencia a las formas aciculares.

Sin embargo, como es natural, las condiciones de formación no sólo afectan la forma y tamaño de los cristales sino que son también responsables de la mineralogía resultante. Revisando las condiciones de formación de los carbonatos, Lippmann (1973) indica que se forma calcita cuando presión, temperatura, concentración de sales y contenido en magnesio son bajos, y se forma aragonito con altas presiones y temperaturas, soluciones concentradas y alto contenido en magnesio.

También debemos tener en cuenta que pueden existir transformaciones en los carbonatos, después de cristalizar, que afectarán a la forma y tamaño de los granos; por ejemplo, por un proceso de recristalización se puede producir esparita a partir de micrita (5)

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1. Materiales y equipos RANGO APRECIACIÓN 3.1.1 Balón de aforo 100 ml3.1.2 Tubos de ensayo 3.1.3 Gradilla3.1.4. Vaso de precipitación 50 ml ± 10 ml 3.1.5. pH-metro

3.2 Sustancias y Reactivos Fórmula Concentración (M)

3.2.1 Hidróxido de sodio NaOH 0,053.2.2 Ácido clorhídrico HCl 0,053.2.3 Cloruro de cobre CuCl2 0,013.2.4 Cloruro de estroncio SrCl2 0,013.2.5 Hidróxido de amonio NH4OH 13.2.6 Nitrato de plata AgNO3 0,013.2.7 Hidróxido de zinc Zn(OH)2 0,1

3.3 Procedimiento

3.3.1. Equilibrio de varias soluciones

3.1.1.1. Preparar las soluciones que se indican a continuación

Sustancia Concentración (M) Volumen (ml)Hidróxido de sodio 0,05 100Ácido Clorhídrico 0,05 100Hidróxido de amonio 1 100Cu2+ 0,01 100Ag1+ 0,01 100Sr2+ 0,01 100

3.1.1.2. Colocar 2 ml de solución de Cu 2+ en un tubo de ensayo, colocar gota a gota hidróxido de sodio hasta que se forme un precipitado, repetir lo mismo con el ácido clorhídrico y el amoniaco.

3.1.1.3. Repetir el proceso anterior con la solución de plata y estroncio.

Nota: si la muestra precipita con base, colocar gota a gota ácido luego de la precipitación hasta que desaparezca el precipitado

4. DATOS

4.1 Datos Experimentales

Tabla 4.1-1

Cationes NaOH HCl NH4OHCu2+ Gelatinoso-celeste No se formó

precipitadoColor azul

Ag1+ Color marrón café Hubo precipitación y no se disolvió totalmente

Transparente

Sr2+ Transparente No hubo formación de precipitado

Color balnco

Tabla 4.1-2

Datos Experimentales

Volumen de Zn 2+, V1 (ml) 10Concentración de Zn 2+, C1 (M) 0,1Volumen de NaOH, V2 (ml) 2ph final de la solución 6,67

4.2. Datos Adicionales

Kps teórico del hidróxido de zinc = 3*10-16

5. REACCIONES

Zn (OH)2 Zn2+ + 2OH- Ec. 5-1

CuCl2 + 2NaOH Cu (OH)2 + 2NaCl Ec. 5-2

AgNO3 + NaOH AgOH + Na NO3 Ec. 5-3

SrCl2 + NaOH Sr(OH)2 + 2NaCl Ec. 5-4

NaCl + HCl Na+ + Cl- Ec. 5-5

Na NO3 + HCl Na+ + NO3- Ec. 5-6

CuCl2 +2 NH4OH 2NH4Cl +Cu (OH)2 Ec. 5-7

AgNO3 + NH4OH NH4 NO3 +Ag OH Ec. 5-8

SrCl2 + 2NH4OH 2NH4Cl+ Sr(OH)2 Ec. 5-9

6. CALCULOS

6.1. Cálculo de la concentración de OH en el momento de la precipitación

14= pH + pOH

pOH= -log ¿

pOH= 14 – 6,67

pOH= 7,33

¿ = 10-7,33

¿ = 4,677 * 10-8

6.2. Cálculo de la concentración de Zn2+ en el momento de la precipitación

C1V1=C2V2

C2=C1V 1V 2

C2= 0,1∗10

13= 0,077 M

6.3. Cálculo del kps experimental del hidróxido de zinc

KpsZn(OH)2= ¿

KpsZn(OH)2= [ 0 ,077 ] [4 ,677∗10−8 ]2

KpsZn(OH)2= 1,68 * 10-16

6.4. Cálculo del porcentaje de error

% error= T−ET

∗100

% error= 3∗10−16−1,68∗10−16

3∗10−16 ∗100

% error= 44%

7. RESULTADOS

Tabla 7-1

Resultados en general

Kps teórico Kps experimental %e

3 * 10-7 1,68 * 10-7 44

8. DISCUSIÓN

No se tuvo mayores dificultades en la práctica debido a que se realizaron las preparaciones de las soluciones correctamente al igual que las reacciones para la formación de precipitados, sin embargo se tuvo un poco de dificultades al momento de identificar el precipitado debido a que no existía demasiada atracción entre las cargas iónicas de los compuestos reaccionantes, esto debido quizá a la pureza de los reactivos. Así mismo el error porcentual del kps se debe principalmente a que no se tomó muy en cuenta el momento exacto de la precipitación del hidróxido por lo que el volumen no fue el preciso y esto afectó en las mediciones de pH correspondiente

9. CONCLUSIONES

9.1. Se determinó que la concentración de equilibrio de los reactivos y productos se puede alterar si se aplica tensión al sistema, por ejemplo, cambiando la temperatura, la presión o la concentración de uno de los reactivos

9.2. La precipitación de una reacción química en el equilibrio se debe a la saturación de la disolución

9.3. Si al disolverse parcialmente una sustancia poco soluble origina iones H3O+ o OH-, o bien reacciona químicamente para originarlos, al variar la acidez del medio también cambiará la solubilidad de la sustancia

9.4. Se determinó que el valor de kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, y como valor de kps del hidróxido de zinc es muy bajo la solubilidad del zinc disminuye

10. APLICACIONES

El fenómeno de precipitación, así como el de disolución de precipitados ocupan un lugar muy importante en la Química. Sus principales aplicaciones son las identificaciones y separaciones. Esto es debido a que existe una gran cantidad de especies químicas que pueden ser identificadas por los precipitados que forman, los cuales en algunos casos presentan, además, un color característico. Por otra parte, antes de llegar antes de llegar al proceso de identificación, la separación de especies interferentes suele ser necesaria y, entre las técnicas de separación, es de uso común la precipitación

12. Referencias Bibliográficas

12.1 Citas Bibliográficas

12.1.1 (1) BROWN LEMAY BURSTEN, “Química La Ciencia Central”, Novena Edición, Editorial Pearson

12.1.2 (2) http://es.wikipedia.org/wiki/Producto_de_solubilidad

12.1.3 (3) IBID (1)

12.1.4 (4) IBID (1)

12.1.5 (5) http://edafologia.ugr.es/carbonat/precipit.htm

12.2 Bibliografía

12.2.1 www.wikipedia.com

12.2.2 www.edafologia.ugr.es.com

13. Anexos

13.1. Diagrama del equipo (Ver anexo 1)

14. Cuestionario

14.1. Realizar 5 ejercicios de equilibrio de precipitación

14.1 A una disolución saturada de cloruro de plomo (II) a 25ºC, se le añade yoduro potásico hasta que alcance una concentración de 0.079 M. Calcular la cantidad de yoduro de plomo (II) que ha precipitado expresada en gramos por litro. Kps (PbCl2) = 2.4·10-4  ; Kps  (PbI2) = 1.39·10-8  ;  M(PbI2) = 461 uma

Calculamos primero la concentración de iones plomo en la disolución saturada de cloruro de plomo (II)                     PbCl2(s)     Pb2+    +    2 Cl-                                                          s                2s 2.4·10-4 = s·(2s)2 = 4s3    de donde s = (Pb2+) = 0.039 M    que reaccionan con los iones yoduro del yoduro potásico                     Pb2+    +    2I-       PbI2(s)                   0.039       0.079                -  0.039    - 0.078                     ---          0.001         0.039     Escribimos ahora el equilibrio para el yoduro de plomo (II)                     PbI2(s)     Pb2+    +    2I-                                       x            0.001 + 2x     Y usando el producto de solubilidad del yoduro de plomo calculamos x     1.39·10-8 = x·(0,001 + 2x)2    x = (Pb2+) = 1.19·10-3 M     0.039 - 1.19·10-3  = 0.038 M de yoduro de plomo que ha precipitado y que corresponden a:     0.0251·461 = 17.5 g/L

14.2. Se desean separar los iones fluoruro y sulfato de una disolución que es 0.10 M en sulfato sódico y 0.10 M en fluoruro potásico, mediante la adición de cloruro de bario. Suponiendo que el volumen permanece constante. ¿Qué anión precipitará primero? y ¿cuántos miligramos del que precipita primero quedarán en disolución cuando el otro empiece justamente a precipitar? Kps (BaF2) = 1.63·10-6  ; Kps (BaSO4) = 1.15·10-10 ; M(F) = 18.99 uma ; M(S) = 32.0 uma; M(O) = 16.0 uma

Calculamos las concentraciones mínimas de ión bario necesarias para que empiece a precipitar cada anión:     (Ba2+) =    K ps      =    1.63·10 -6 = 1.6·10-4  M                      (F-)2         (0.10)2

    (Ba2+) =       K' ps          =    1.15·10 -10  =  1.2·10-9  M                    (SO4

2-)            0.10

Precipita primero el sulfato de bario y cuando empiece a precipitar el fluoruro de bario la concentración que nos quedará en disolución de sulfato será:

    (SO42-) =   K' ps          =    1.15·10 -10  = 7.2·10-7  M 

                     (Ba2+)         1,6·10-4

que suponen 7.2·10-7 ·96·10-3 = 6.9·10-2  mg se puede decir entonces que ha precipitado prácticamente todo el sulfato.

14.3. A 100 mL de una disolución 2.4·10-4  M de nitrato de plata se le añaden 20 mL de una disolución 8.0·10-5  M de cloruro sódico. Calcular la fracción de plata original que queda en disolución. Kps (AgCl) = 2.8·10-10

 Calculamos primero las concentraciones de los iones plata y cloruro al mezclar las dos disoluciones:     (Ag+) =   100·2.4·10 -4   = 2.0·10-4 M        (Cl-) =   20·8.0·10 -5  = 1.3·10-5  M                         120                                                            120

    Como  (Ag+)·(Cl-) = (2.0·10-4)·(1.3·10-5) > Kps   precipitará el cloruro de plata según:

                Ag+    +        Cl-        AgCl(s)               2.0·10-4     1.3·10-5               1.9·10-4            ---     El cloruro de plata establece de nuevo el equilibrio con sus iones                 AgCl(s)      Ag+    +        Cl- 

                                    1,9·10-4 + x        x     Con el producto de solubilidad de la plata calculamos x     (1.9·10-4 + x)·x = 2.8·10-10    x = 1.5·10-6 M    de donde     (Ag+) = 1.9·10-4 + 1.5·10-6 = 1.9·10-4 M     siendo la fracción de plata que nos queda en disolución       1.9·10 -4 · 100 = 95%    quiere decir que ha precipitado muy poco cloruro de plata      2.0·10-4

14.4. A 25 mL de disolución de amoníaco del 22% y densidad 0.92 g/mL se añaden 6.69g de cloruro de amonio y se enrasa con agua hasta 250 mL. Calcular la concentración máxima de iones níquel (II) que puede quedar disuelta en la misma antes de que aparezca precipitado sólido. Kps Ni(OH)2 = 1.6·10-16  ; Kb (NH3) = 1.8·10-5 ; M(Cl) = 35.5 uma ; M(N) = 14.0 uma

Calculamos la concentración de iones OH- en la disolución reguladora original, teniendo en cuenta que:     (NH3) =    0.92·0.22·25       =  1.19 M        (NH4

+) =             6.69             =  0.50 M                        17· 0.250                                                53.5·0.250

    (OH-) =  1.8·10-5 ·      1.19       =  4.3·10-5  M                                        0.50 Con esta concentración de OH- en la disolución y a partir del empleo del producto de solubilidad del hidróxido de níquel (II), determinamos la concentración máxima de iones níquel que pueden quedar en disolución antes de que empiece a formarse el precipitado.

    (Ni2+) =      1.6·10 -16         = 8.7·10-8  M                     (4.3·10-5)2

14.5. Se añaden 1.95g de hidróxido de cobre (II) a 1.00 L de disolución 3.00 M de amoníaco. El amoníaco reacciona con el ión cobre para formar el complejo  Cu(NH3)4

2+ . ¿Qué concentración de ión cobre quedará en disolución? ¿se habrá disuelto todo el hidróxido de cobre? Kps Cu(OH)2 = 2.2·10-20  ;Ki (Cu(NH3)4

2+ ) = 2.0·10-14 ; M(Cu) = 63.54 uma

Determinamos la concentración de ión cobre (II) del hidróxido de cobre que como máximo podrían reaccionar con el amoniaco.     (Cu) = 1.95/97.54 = 0.02 M    

La reacción de formación del complejo es                 Cu2+    +    4 NH3    Cu(NH3)4

2+                 0.02            3.0               - 0.02         - 4·0.02                 ---               2.92                0.02 

El complejo se vuelve a disociar, y teniendo en cuenta que nos quedó amoniaco en exceso, las concentraciones en el equilibrio serán

                Cu(NH3)42+     Cu2+    +    4 NH3 

                    0.02 - x                   x            2.92 + 4x 

 Usamos la constante de inestabilidad del complejo para calcular

Ki = 2.0·10-14  =    x·(2.92 + 4x) 4      de donde x = (Cu2+) = 5.5·10-18  M es la concentrac.                                    (0.02 - x) de iones cobre que deja en disolución el complejo.     Y teniendo en cuenta que (OH-) = 0.04 M     (Cu2+)·(OH-)2 = 5.5·10-18 ·(0.04)2 = 8.8·10-21  < Kps  lo cual indica que se ha disuelto todo el hidróxido de cobre.

14.2. Expliqué como determinar Kc termodinámicamente

Una constante de equilibrio está relacionada con la variación de la energía libre estándar de la reacción, así para una constante de disociación ácida:

ΔG  = -RT ln Ka

R es la constante de los gases y T es la temperatura absoluta. Note que pKa= -log Ka y 2.303 ≈ ln 10. A 25 °C ΔG  en kJ·mol−1 = 5,708 pKa (1 kJ·mol−1 = 1000 Julios per mol). La energía libre se compone de un término de entalpía y un término de entropía.37

ΔG  = ΔH  - TΔS

La variación de entalpía estándar se puede determinar bien por calorimetría o bien utilizando la ecuación de Van't Hoff, aunque el método calorimétrico es preferible. Cuando tanto la variación de entalpía estándar como la constante de disociación ácida se han medidos, la variación de entropía estándar se calcula fácilmente a partir de la ecuación anterior. En la tabla siguiente, los términosde entropía se han calculado a partir de los valores experimentales de pKa e ΔH . Los datos fueron cuidadosamente seleccionados y referidos a 25 °C y fuerza iónica cero en agua

ANEXO 1: Diagrama del Equipo

Figura 1

Nombres Fecha Universidad Central del Ecuador

Facultad de Ingeniería Química

Escuela de Ingeniería Química

Dibuja: Grupo 7 2013-10-10

Revisa: Andrea Araujo 2013-20-16