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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUIMICA CURSO: QUÍMICA GENERAL – LABORATORIO INFORME DE LA PRÁCTICA N° 11 

TÍTULO: “EQUILIBRIO QUIMICO 3 (CONSTANTE DE PRODUCTO DE SOLUBILIDAD, KPS Y EFECTO DEL ION COMUN)”

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APELLIDOS Y NOMBRES DEL ALUMNO: ALUMNOS HUAMAN CCOICCA LUIS ALBERTO

CODIGOS 20160030

YASHIRA ALCOCER RAFAEL HUALLULLO

20160003 20160028

HORARIO DE PRÁCTICA (DÍA Y HORA): LUNES DE 8:00a.m – 10: 00a.m APELLIDOS Y NOMBRES DEL PROFESOR: CLARA FIGUEROA FECHA DE EXPERIMETO: 14 de JUNIO del 2016 FECHA DE INFORME: 21 de Junio del 2016

LA MOLINA – LIMA – PERÚ

INTRODUCCIÓN Las reacciones de precipitación son importantes en la industria, la medicina y la vida diaria. Por ejemplo, la preparación de muchos productos químicas industriales esenciales como el carbonato de sodio (NaCO3) se basa en las reacciones de precipitación. Cuando el esmalte de los dientes, que se está formando principalmente por hidr898oxiapatita (Ca5(PO4)3(OH)), se disuelve en un medio acido, se produce caries. El sulfato de bario (BaSO4), un compuesto insoluble opaco a los rayos X , se utiliza para el diagnóstico de trastornos del tracto digestivo. Las estalactitas y estalagmitas, que están constituidas de carbonato de calcio (CaCO3), son productos de una reacción de precipitación, al igual que muchos alimentos, como el dulce chocolate.

PROPÓSITO DE LA PRÁCTICA 1) Hallar el valor de Kps de Ca(OH)2 2) Evaluar el efecto del ion común en la solubilidad del Ca(OH)2

HIPÓTESIS 1) Midiendo el pH de una solución saturada de hidróxido de calcio Ca(OH)2, compuesto de muy baja solubilidad, se puede calcular el valor de su Kps. 2) La inclusión de un ion común en la solución saturada disminuye la solubilidad del Ca(OH)2.

MARCO TEÓRICO 1) REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN Las reacciones de precipitación, consisten en la formación de un compuesto no soluble, llamado precipitado, producido al mezclar dos disoluciones diferentes, cada una de las cuales aportará un ion a dicho precipitado, es decir, una reacción de precipitación tiene lugar cuando uno o más reactivos, combinándose llegan a generar un producto insoluble. Por ejemplo, al mezclar dos disoluciones de nitrato de plomo (II), y otra de yoduro potásico, ambas sales son electrolitos fuertes, por lo que se encontraran totalmente disociadas en sus iones, en el caso del nitrato de plomo (II), Pb^2+, y en el caso del nitrato de potasio, KNO3, disociado completamente en sus iones. La reacción que se produzca entre ambos, será una reacción de precipitación: Pb(NO3)2 (aq) + 2 Kl (aq) ↔ Pbl2 (s) + 2 KNO3 (aq) En la práctica, la disolución de nitrato de plomo (II), es incolora, y al añadirle la disolución de Kl, se forma como producto final, un precipitado de Pbl2, de color amarillo.

2)

EL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

El producto de solubilidad de un compuesto es el producto de las concentraciones molares de sus iones en una disolución saturada, donde cada una de ellas se encuentra elevada a un exponente que exponente que coincide con su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio de disolución.

Al ser el cloruro de plata una sustancia sólida, en el equilibrio prácticamente permanece constante, por lo que se define el producto de solubilidad Kpscomo: Kps = K.[AgCl] = [Ag+].[Cl-] En general, para una sustancia iónica insoluble o poco soluble en agua AxBy, su producto de solubilidad será: AxBy (s)

x A+y + y B-x

Kps = [A+y]x . [B-x]y

es decir, el producto de solubilidad es el producto de las concentraciones máximas de los iones en disolución a una temperatura dada. Los productos de solubilidad Kps sólo se definen para sustancias muy poco solubles, ya que para las sustancias muy solubles, la saturación de sus disoluciones se produce a concentraciones tan elevadas que no se cumple la ley de acción de masas.

3) SOLUBILIDAD MOLAR Y SOLUBILIDAD Los problemas de solubilidad molar aparecen en el estudio del equilibrio de la solubilidad y la constante del producto de solubilidad en el primer año de química general. La solubilidad molar simplemente representa la solubilidad en unidades de moles por litro (mol/l). Para determinar esta solubilidad usamos las constantes del producto de solubilidad (Ksp), muchas de las cuales pueden encontrarse en tablas. Usando estas herramientas podemos determinar los grados de solubilidad. Se suele determinar la determinarla a una temperatura de 25°. Por ejemplo:

4) EFECTO DEL ION COMÚN En los tres procesos de disociación que hemos visto (de ácidos, bases y sales) hemos considerado un solo soluto cada vez. Analizaremos ahora el caso de disoluciones donde están presentes dos solutos que contienen un mismo ion (catión o anión), denominado ion común. Se conoce como efecto de ion común al desplazamiento de un equilibrio iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal que se encuentra disuelta en él. Los indicadores ácido-base son sustancias, generalmente coloreadas, que se disocian parcialmente. Sus iones presentan una coloración distinta a la de la especie sin disociar, de modo que, según el sentido que esté favorecido en el equilibrio, la disolución puede presentar uno u otro color de manera preferente. Conforme varía el pH de una solución, los indicadores varían su color, indicando de forma cualitativa, si la solución es ácida o básica. Si a 100 mL de solución 0,10 M de un ácido débil, HA, se le añade el indicador anaranjado de metilo, éste presenta su color ácido, rojo: HA + H2O

A– + H3O+

color del indicador: rojo

Si a esta solución se le añaden 0,015 moles de una sal de HA, por ejemplo NaA, el color cambia a amarillo: HA + H2O indicador: amarillo

A– + H3O+

color del

Esta observación experimental se puede explicar en base al Principio de Le Chatelier: la adición del ión A–, desplaza el equilibrio hacia la izquierda, y en consecuencia disminuye la concentración de los iones hidronio, H 3O+, disminuyendo por lo tanto, el grado de disociación, alfa.

MATERIALES -

1 Vaso precipitado de 50 ó 100 ml 1 Pipeta de 10 mL 2 Matraces Erlenmeyer de 50 ó 100 ml 1 bureta de 25 ó 50 ml 1 Grampa doble de bureta 1 Piceta REACTIVOS:

-

Hidróxido de calco saturado Acetato de calcio Soluciones buffer EQUIPOS:

-

Potenciometro con electrodo Agitador magnetico

DISCUCIÓN DE RESULTADOS No hay diferencias, debido que el laboratorio proporcionado por la universidad, cumple con las expectativas para el desarrollo de estas y otras prácticas a realizarse durante el periodo de la clase.

CONCLUSION En esta práctica realizada en el laboratorio se llegó a la conclusión que a expresión K ps es utilizada solamente para soluciones saturadas de electrolitos considerados insolubles, porque la concentración de iones en solución es pequeña, resultando soluciones diluidas y La adición de ion común al equilibrio provoca un desplazamiento en el equilibrio hacia la izquierda, disminuyendo la solubilidad del electrolito.

RECOMENDACIONES Debido a que estos trabajos realizados en el laboratorio proporcionado por la universidad, cumplió con las expectativas de los alumnos, en cuanto al aprendizaje, de la determinación de kps, concepto de solubilidad y equilibrio químico etc. 

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Al tener que estar usando sustancias ácidas que puede ocasionar muchas veces irritabilidad en alguna parte del cuerpo o incluso en los ojos, aunque contamos con lavatorio de manos, aun no contamos con un lavado de ojos, lo cual lo deberían incorporar lo más pronto posible. Siempre se debe de contar con guantes para poder hacer uso de las sustancias que pueden ser toxicas y puedan causar algún problema en la piel. Debemos de contar con papel toalla, en caso de que se derrame alguna sustancia en la mesa de trabajo. Así mantendremos el ambiente del salón de una forma adecuada.

BIBLIOGRAFIA - Manual de buenas prácticas de laboratorio. 2007, servicio de prevención de riesgos laborales. Consejo superior de investigaciones científicas. ministerio de educación y ciencia Sevilla. España http://www.icv.csic.es/prevencion/documentos/manuales/bpl_csic.p df - Buenas practicas de laboratorio. http://aulavirtual.usal.es/aulavirtual/demos/microbiologia/unidades/d ocumen/uni_02/44/glp.htm - http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/producto-desolubilidad-ps-o-kps - http://quimica.laguia2000.com/reaccionesquimicas/reacciones-de-precipitacion - http://www.100ciaquimica.net/temas/tema10/punto3.htm

- http://www.ehowenespanol.com/determinar-solubilidadmolar-como_109596/ - http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/367efecto-del-ion-comun.html

ANEXOS 1,- ¿cuál es el propósito de la practica 11? -

Hallar el valor de Kps del CA(OH)2 Evaluar el efecto del ion en la solubilidad del CA(OH)2

2.- ¿cree usted que ha logrado esa competencia? Si

3.- ¿cómo confirmaría usted que logro dicha competencia? Logre con el objetivo de la práctica siguiendo con las indicaciones hechas por la profesora a cargo, que en el caso la práctica lo realizo la profesora , eso nos garantizó que la práctica sea factible,

4.- ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable? Por qué hemos seguido los pasos indicados por la profesora de laboratorio

5.- ¿Cómo demuestra usted que trabajó de manera segura? Porque seguimos las recomendaciones dadas por la Guía de Prácticas de Laboratorio, contamos con los instrumentos de seguridad en caso de algún accidente o falla en el experimento. Trabajamos de manera segura, trasladando cuidadosamente cada sustancia y cada recipiente que utilicemos.

6.- ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio? Manejamos adecuadamente cada sustancia a mezclar no dejándolas caer al piso, cada residuo sólido se deposita en un tacho y los residuos líquidos los desechamos por el caño, se restringe los alimentos en el laboratorio.

7.- ¿Cuál es el ión común en la práctica, y cómo afecta a la solubilidad? Si se adiciona algo del ión comúnCa2+ a un sistema que está en equilibrio, la reacción tiende a la izquierda, formando más hidróxido de calcio sólido, conduciendo a un nuevo equilibrio. Adición de Ca2+ ↓ Ca(OH)2 (s) ↔

Ca2+(ac) + 2OH¯(ac)

El equilibrio se desplaza para formar más Ca(OH)2 (ac)

La adición del ión común desplaza el equilibrio de un compuesto iónico poco soluble hacia el compuesto sin disolver, produciéndose más precipitado. Por lo tanto, la solubilidad del compuesto se reduce.

8.- Si se le adiciona un ácido fuerte al hidróxido de calcio, explique cómo afecta a la solubilidad? Si le agregamos un ácido fuerte como es el ácido clorhídrico (HCl) al hidróxido de calcio se formará la sal CaCl2 y agua; los protones del ácido reaccionarán con los iones hidróxido disueltos, disminuyendo su concentración. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, una mezcla en equilibrio responde a una disminución de la concentración de uno de los reactivos, con un desplazamiento en el sentido en que se produce dicho reactivo.Es decir, si se adiciona protones Hᶧ a un sistema que está en equilibrio, la reacción tiende a la derecha, formando más iones hidróxido, conduciendo a un nuevo equilibrio. La adición de los protones desplaza el equilibrio de un compuesto iónico poco soluble hacia la formación de más de sus iones. Por lo tanto, la solubilidad del compuesto incrementa.

9.- Escriba la expresión Kps para los siguientes sólidos poco solubles: 

PbCl2

PbCl2-------- Pb+2 + 2Cl-1Kps=[Pb+2][Cl-1]2 

Li2CO3

Li2CO3-------2Li+2 + (CO3)-2Kps= [Li+2]2[ CO3-2 ] 

CaCO3

CaCO3-------Ca+2 + (CO3)-2Kps=[Ca+2][CO3-2 ] 

Ag2CrO4

Ag2CrO4------2Ag+1 + CrO4-2KPps=[Ag+1]2[ CrO4-2] 

Ca3(PO4)2

Ca3(PO4)2------3Ca+2 + 2PO4-3Kps=[Ca+2]3[PO4-3]2

10.-La solubilidad del sulfato de calcio es de 0.67 g/L. Calcule el valor de Kps para el sulfato de calcio. CaSO4------------- Ca+2+ SO4-2

s=0.67 g/L

ss Kps=[ Ca+2] [ SO4-2 ] = s2 =(0.67)2= 0.4489

11.-Calcule la solubilidad molar del hidróxido de cobre si el vslor de Kps es 2.2 x 10-20 Cu(OH)2--------- Cu+2 + 2(OH)-1Kps=[ Cu+2] [OH-1]2 = 4s3 = 2.2 x 10-20 S= 1.7651 x 10-7

12.-Calcule la solubilidad del cloruro de plata (en g/L) en una disolución de nitrato de plata 6.5x10-3 M el valor de Kps es 1.6x10-10 AgCl --------- Ag+1 + Cl-1Kps = s2 =1.6x10-10---------- s=1.2649 x 10-5 Ag (NO3) -------Ag+1 + NO3 ------------- s1= 6.5x10-3 s + s1 = 0.006512 g/L

13.-El pH de una disolución de hidróxido de magnesio es 10.45. Halle el valor de Kps. pH = 10.45 ------ pOH= 3.55 ------ [OH] = 10 -3.55=2.818 X 10-4 Mg(OH)2---------------- Mg+2 + 2 OH-1 ------- Kps=[ Mg+2] [OH-1]2 = 4s3= 8.9549 x 1011

14.-A 40 mL de una disolución de hidróxido de magnesio se le adiciona 10 mL de una disolución de cloruro de magnesio 0.01 M siendo el valor de pH 10.2. Halle la nueva solubilidad molar. Explique la variación del valor de la solubilidad. Mg(OH)2---------------- Mg+2 + 2 OH=0.00008mol/L 0.00008mol-----1000ml

pOH=3.8 ------(OH) = 0.00016 M------ (Mg) 3.2 x10-6mol—40ml

MgCl2: 0.01 mol --------------1000ml 10-3---------50 ml

3.2 x10-6mol + 0.1 x 10-3mol=0.1032 x

0.1 x 10-3mol-----------10 ml0.002064 mol/L------1000ml

La solubilidad disminuye por el principio de le chantelier, esta nos explica que al aumentar la concentración de uno de los productos estos tenderán a estabilizarse generando más reactantes reduciendo así la solubilidad.

15.- A 40 mL de una disolución de hidróxido de magnesio se le adiciona 10 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0.001 M siendo el valor de pH 10.55. Halle la nueva solubilidad molar. Explique la variación del valor de la solubilidad Mg(OH)2---------------- Mg+2 + 2 OH0.00035mol-----1000ml

pOH=3.45 ------(OH) = 0.00035 M 14x10-6mol—40ml

HCl: 0.001 mol --------------1000ml ------50 ml 0.01 x 10-3mol-----------10 ml

14 x10-6mol- 0.01 x 10-3mol=0.4 x 10-6---

0.00008 mol/L------1000ml

La solubilidad aumenta por el principio de le chantelier, esta nos explica que al disminuir la concentración de uno de los productos estos tenderán a estabilizarse generando más productos aumentando así la solubilidad, pero disminuyendo la concentración del reactante.