• Author / Uploaded
• Ricky Prudencio

• Categories
• Equilibrio químico
• Solubilidad
• Concentración
• Ph
• Calcio

Citation preview

UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA

DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA CURSO: QUÍMICA GENERAL – LABORATORIO INFORME DE LA PRÁCTICA N° 11 TÍTULO: EQUILIBRIO QUIMICO III : HIDRÓLISIS DE SALES

ALUMNO Guerra Lòpez,Cynthia Stephanie

CÓDIGO 20190040

Prudencio Vargas, Ricardo Nicolas

20190073

Sihuincha Marín, Katty Joselyn

20190094

Veneros Panaifo, Jesús

20190109

FACULTAD: AGRONOMÍA HORARIO DE PRÁCTICA: LUNES / 8:00 A.M. – 10:00 A.M. DOCENTE: MARIELA CORTEZ LA MOLINA

1. Introducción: Las reacciones de precipitación son importantes en la industria, la medicina y la vida diaria. Por ejemplo, la preparación de muchos productos químicos industriales esenciales como el carbonato de sodio (Na2CO3) se basa en las reacciones de precipitación. Cuando el esmalte de los dientes, que está formado principalmente por hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH), se disuelve en un medio ácido, 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 de chocolate. 1.1 objetivos:  Hallar el valor de Kps del Ca(OH)2.  Evaluar el efecto del ion común en la solubilidad del Ca(OH)2. 1.2 hipótesis:  Midiendo el pH de una solución saturada de hidróxido de calcio, compuesto de muy baja solubilidad, se puede calcular el valor de su Kps.  La inclusión de un ion común en la solución saturada disminuye la solubilidad del Ca(OH)2.

2. Marco teórico: 2.1 Reacción de precipitación: 2.2 El producto de solubilidad: Consideremos una disolución saturada de cloruro de plata que está en contacto con cloruro de plata sólido. El equilibrio de solubilidad se representa como: AgCl(s) Ag+(ac) + Cl-(ac) Debido a que las sales como el AgCl se comportan como electrolitos fuertes, es válido suponer que todo el AgCl que se disuelve en agua se disocia por completo en iones Ag+ y Cl-. La constante de equilibrio para la disolución de Ag Cl seria: Kps = [Ag+][Cl-] El producto de solubilidad es el producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una levada a la potencia de su coeficiente estequiometrico en la ecuación de equilibrio. 2.3 Solubilidad molar y solubilidad: 2.3.1 solubilidad molar: Es el número de moles del soluto en un litro de una sustancia saturada (mol/L). 2.3.2 solubilidad: Es el número de gramos de soluto en un litro de una disolución saturada (g/L) 2.4 Efecto del ion común, principio de le chatelier y la solubilidad: El efecto del ion común es el desplazamiento del equilibrio causado por la adición de un compuesto que tiene un ion común con la sustancia disuelta. Este efecto tiene una función importante en la determinación del pH de una solución y en la solubilidad. Ejemplo: Ba(OH)2(s) ↔ Ba2(ac) + 2OH-(ac) Los iones de la disolución saturada proceden de una fuente única, el soluto sólido puro. A esta disolución saturada se le adiciona ion Ba2+, un ion común procedente de una fuente como el BaCl2(ac). De acuerdo con el principio de Le Chatelier, una mezcla en equilibrio responde a un aumento de la concentración de uno de los reactivos, con un desplazamiento en el sentido en que se consume dicho reactivo. Es decir, si se adicionará algo del ion común Ba2+ a un sistema que está en equilibrio, la reacción tiene la izquierda, formando más hidróxido de bario sólido conduciendo un nuevo equilibrio. Adición de Ba 2 +

Ba(OH) 2 ( s ) ↔ Ba 2 + ( a c ) + 2OH - ( a c )

El equilibrio se desplaza para formar más Ba(OH) 2

(s)

La adición del ion 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. En la reacción: Ba(OH)2(s) ↔ Ba2+(ac) + 2OH-(ac) A esta disolución saturada se le adiciona protones H+ provenientes de un ácido fuerte como el ácido clorhídrico HCl(ac). 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 los reactivos, con un desplazamiento en el sentido en que se produce dicho reactivo. Es decir, si se adiciona protones H+ a un sistema que está en equilibrio, la reacción tiene la derecha, formando más iones hidróxido, conduciendo a un nuevo equilibrio. Adición de H + Ba(OH) 2

(s)

H2O

↔ Ba 2 + ( a c ) + 2OH - ( a c ) El equilibr io se desplaza para f ormar más (OH) - ( a c )

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.

3. Requerimientos y métodos: 3.1 requerimientos:  Infraestructura de un laboratorio.  1 vaso de precipitado de 100 mL.  1 probeta de 50 mL.  1 pipeta de 5 ml.  1 propipeta.  1 piceta.  Hidróxido de calcio saturado, Ca(OH)2.  Acetato de calcio, Ca(CH3COO)2 0.5M.  Soluciones buffer para calibración de pH 4 y pH 7.  Potenciómetro.  Agitador magnético. 3.2 métodos: 3.2.1 actividad 1. Cálculo del valor de Kps del hidróxido de calcio, Ca(OH)2  Trasvasar 40 mL de la disolución de hidróxido de calcio al vaso de precipitado, use la probeta.  Colocar el vaso de precipitado con la disolución en el agitador magnético.  Determinar el valor de pH de la disolución de hidróxido, haga uso del potenciómetro. Espere 5 minutos para tomar la lectura de pH.  Hacer los cálculos para hallar el valor de Kps. Use 4 cifras significativas. 3.2.2 actividad 2. Efecto del ion común  Sin retirar el vaso del agitador, adicional 1 mL de la disolución de acetato de calcio 0.5M a los 40 mL de la disolución de hidróxido de calcio.  Determinar el valor de pH de la disolución de hidróxido de calcio, haga uso del potenciómetro. Espere 5 minutos para tomar la lectura de pH.  Hacer los cálculos para hallar la solubilidad. Use 4 cifras significativas.

4. resultados: 4.1 resultados de las actividad 1: Valor de pH = 12.24 Valor de pOH = 1.76

Valor de [OH-] = 0.017378

Ca+(ac) + 2OH-(ac) S 2S 2S = 0.017378 S= 8.689x10-3 Kps = 2.624x10-6

Ca(OH)2(s)

4.2 resultados de la actividad 2: Valor de pH = 12.22 Valor de pOH = 1.78

Concentración del Ca(CH3COO)2 = Nueva concentración inicial de los iones Ca+ en el volumen = 0.032

Ca(OH)2(s)

Valor de [OH-] = 0.01659

Cantidad de moles del Ca(CH3COO)2 = Nueva concentración inicial de los iones OH- en el volumen total = 0.01655

Ca+(ac) + 2OH-(ac) 0.032 0.01655 0.032 - S 0.01655 - 2S

Conc inicial: Conc equilibrio: S = 2.9434x10-5 Kps = (0.032 – S) (0.01655 – 2S)2 Kps = 8.71x10-6

5. Conclusiones:  Se logró determinar el kps de la solución de Ca(OH)2 , a partir de la medición cuantitativa del pH por medio del potenciómetro, este nos determinaba el pOH obteniendo esto se extraía el pOH, el cual es en proporción estequiométrica el doble de los iones calcio de esta forma se obtuvo el kps al multiplicar las concentraciones de iones Ca+2 y iones (OH)-.  Se determinó la influencia del ion común en una solución saturada en la solubilidad del Ca(OH)2 y esto se advirtió al agregar el acetato de calcio, esto aumento la concentración molar de los iones Ca+2 por efecto del ion común al juntarse en concentración con los iones Ca+2 del hidróxido de calcio, después de esto se tomó las medidas correspondientes de PH y se observó el grado de aumento, posteriormente se llegó al cálculo del Kps que es distinto al kps original de la solución. 6. Recomendaciones .Mantener el área de trabajo ordenada y limpia para no tener ningún inconveniente al realizar la práctica, esto también evitará cualquier reacción no deseada. .Llevar una buena contabilización de los implementos a usar para poder saber cuál fue el error en caso hay una variación muy extensa de los resultados esperados. .Tener cuidado con los instrumentos de experimentación que son frágiles ya que muchos de ellos son de vidrio y podría romperse derramando consecuentemente algún reactivo y provocar un accidente. .Ser disciplinados y responsables a la hora de llevar a cabo la experimentación, de lo contrario se podría producir consecuencias lamentables. Siempre tener colocado los implementos de seguridad como los lentes, que ayudan a cubrir los ojos de reactivos peligrosos, la bata, los guantes para no tener contacto directamente con los reactivos.

7. Bibliografía:  Raymond Chang. (2007). ácidos y bases. En química novena edición (698, 718, 719, 721). China: McGRAW-HILL/INTERAMERICANA EDITORES, S.A DE C.V

8. Anexos

9. Cuestionario: 9.1 ¿Cuál es el propósito de la practica 11? Hallar el valor de Kps del Ca(OH)2. Y evaluar el efecto del ión común en la solubilidad del Ca(OH)2. 9.2 ¿Cree usted que ha logrado ésta competencia? Sí, porque logramos desarrollar y comprender la práctica poniendo en principios nuestros los conocimientos explicados en clase. 9.3 ¿Cómo confirmaría usted que logró dicha competencia? Lo afirmo con los resultados que obtuvimos puesto que los datos cuantitativos y cualitativos fueron minuciosamente desarrollados y plasmados en los cuadros de resultados. 9.4 ¿Cómo demuestra que el trabajo realizado por usted es confiable? Por los conocimientos solidos obtenidos y los métodos usados como también el uso del potenciómetro para cuantificar los valores. 9.5 ¿Cómo de muestra que trabajó de manera segura? Primero con el seguro del alumno que fue tener el mandil y los guantes, lo segundo fue revisar los instrumentos de laboratorio verificando que estuvieran en buenas condiciones para ser usados. 9.6 ¿Cómo demuestra que cuidó el ambiente en el laboratorio? Mantuvimos el laboratorio ambientado de forma que se mantuvo las ventanas y puertas abiertas, también consideramos mantener los reactivos cerrados cuando no se utilizaba. 9.7 ¿Cuál es el ion común en la práctica, y como afecta la solubilidad? El ión común es Ca2+, lo que sucede es que si se le adiciona algo del ión común Ca2+ a un sistema que está en equilibrio, la reacción tiende a la izquierda, formando más hidróxido de bario sólido, conduciendo a un nuevo equilibrio. 9.8 Si se le adiciona un ácido fuerte al hidróxido de calcio, explique cómo afecta a la solubilidad Si al hidróxido de calcio se le adiciona un ácido fuerte, los protones del ácido reaccionarán con los hidróxidos disueltos, disminuyendo su concentración. 9.9 Escribe la expresión de Kps para los siguientes solidos poco solubles: PbCl 2 , Li 2 CO 3 , CaCO 3 , Ag 2 CrO 4 , Ca 3 (PO 4 ) 2 PbCl 2 ↔ Pb 2 + + 2Cl 1 - Kps = [Pb 2 + ][Cl 1 - ] 2 = 4s 3 Li 2 CO 3 ↔ 2Li 1 + + CO 3 2 - Kps = [Li 1 + ] 2 [CO 3 2 - ] = 4s 3 CaCO 3 ↔ Ca 2 + + CO 3 2 - Kps = [Ca 2 + ][CO 3 2 - ] = s 2 Ag 2 CrO 4 ↔ 2Ag 1 + + (CrO4) 2 - Kps = [Ag 1 + ] 2 [CrO 4 2 - ] = 4s 3 Ca 3 (PO 4 ) 2 ↔ 3Ca 2 + + 2(PO 4 ) 3 - Kps = [Ca 2 + ][(PO 4 ) 3 - ] 2 = 108s 5

9.10 La solubilidad del sulfato de calcio es de 0,67 g/L. calcule el valor de Kps para el sulfato de calcio. CaSO 4 ↔ Ca 2 + + SO 4 2 -

Kps = [Ca 2 + ][SO 4 2 - ] = s 2 = (0,0049) 2 = 2,4270x10 - 5 S =

solubilidad PF

→ S =

0,67g/L 136

→ S = 0.0049

9.11 Calcule la solubilidad molar del hidróxido de cobre si el valor de Kps es 2.2x10-20. Cu(0H) 2 ↔ Cu 2 + + 2OH 1 Kps = [Cu 2 + ][OH 1 - ] 2 = 4s 3 = 2,2x10 - 2 0 → s = 1.7651x10 - 7

9.12 Calcule la solubilidad de cloruro de plata (en g/L) en una disolución de nitrato de plata 6,5x10-3M. Kps = 1,6x10-10. AgCl → Ag + + Cl - Pf =202.5 AgNO 3 → Ag + + NO 3 (S + 6.5 x 10

-3

)(s) = 1.6 x 10 - 1 0

S = 2.4615 S = 2.4615 x 10 - 8 x 202.5 s = 4.9845 x 10 - 5 g/L

9.13 El pH de una disolución de hidróxido de magnesio es 10,45, halle el valor de Kps. Mg (OH)

2

→ Mg 2 + + 2OH 1 -

Kps = 4s 3 = 4(3, 5481x10 - 1 1 ) 3 = 0, 1786x10 - 3 0 pH = -Log[ ] → 10,45 = -Log[ ] → [ ] = 3,5481x10 - 1 1

9.14 A 40mL de una disolución de hidróxido de magnesio se le adiciona 10mL de una disolución de cloruro de magnesio 0,01M siendo el valor de pH 10,2. Halle la nueva solubilidad molar. Explique la variación del valor de la solubilidad. 0.01 = n/0.01 pOH = 3.8 OH = 10

-3.8

[OH] = 1.5848 x 10 - 4 nOH = 7.9244 x 10

-6

= 2S

S = 3.9522 x 10 - 6 Kps = [(3.9825 x 10 - 6 + 10 - 4 )/0.05] x 1. 5848 x 10 - 4 Kps = 5.22 x 10 - 1 1 La var iación del valor de la solubilidad disminuye ya que se le agrega una sal con un ion común

9.15 A 40mL de una disolución de hidróxido de magnesio se le adiciona 10mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,001M siendo el valor de pH 10,55. Halle la nueva solubilidad molar. Explique la variación del valor de la solubilidad. pOH = 3.45 [OH] = 10 - 3 . 4 5 [OH] = 3.5481 x 10 - 4 = n/0.05 n = 1.7740 x 10 - 5 = 2s s= 8.8703 x 10 - 6 Kps = (

8.84703 𝑥 10−6 0.05

) (3.5481 x 10 - 4 ) 2

= 2.2332 x 10 - 1 1 = 4S 3 S = 1.7740 x 10 - 4 M La variación del valor de la solubilidad aumenta ya que al agregar una sal que no tiene ion común, aumenta la fuerza iónica lo que aumenta la solubilidad.