UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERIA

FACULTAD DE INGENIERIA PETROLEO GAS NATURAL Y PETROQUIMICA

INFORMESéptimo Laboratorio de Química General

PQ-111 Prof: Garay Sifuentes, Juan de Dios

Equilibrio químico de sales poco solubles

Producto de SolubilidadIntegrantes:

Ñaupas Manza Edith Chuquiyauri León Enrique Brayan Huaypar Sotelo Jorge

LIMA – PERÚ 2015 – IOBJETIVOS

Determinar la solubilidad y el producto de solubilidad. Apreciar experimentalmente el significado de la constante de equilibrio. Observar los efectos en el valor de las constantes al cambiar la composición de

las sustancias. Conocer el efecto del ion común.

INTRODUCCION Equilibrios de solubilidad

En los temas anteriores has visto casi exclusivamente sistemas gaseosos en equilibrio, en los que todas las sustancias se encontraban en estado gaseoso a la temperatura de trabajo, como era el caso de la síntesis del amoniaco. En la unidad siguiente verás las reacciones entre ácidos y bases, con todas las sustancias en disolución acuosa.

Si todos los reactivos y productos están en el mismo estado físico, el equilibrio es homogéneo, pero si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el equilibrio es heterogéneo.

Son ejemplos de este último tipo los equilibrios entre sustancias sólidas y gaseosas:

C (s) + O2 (g) ↔ CO2 (g)

o entre una disolución saturada y su precipitado:

BaSO4 (s) ↔ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)

Éste es el caso que vas a ver en este tema, en el que analizarás la solubilidad de compuestos iónicos poco solubles, por un lado, y la formación de precipitados de compuestos iónicos poco solubles, por otro.

En la imagen puedes ver precipitados de colores característicos en tubos de ensayo: blancos, grises, azules, negros o rojizos. Estos colores permiten identificar los iones que había en disolución; por ejemplo, el precipitado azulado del tubo 4 será muy probablemente hidróxido de cobre (II), que tiene ese color.

Los equilibrios de solubilidad tienen gran importancia en Química. Permiten resolver problemas como la recuperación de sustancias muy caras que están en disolución, como el ion Ag+, o la detección y

eliminación de las disoluciones de iones tóxicos para los organismos vivos. Otros procesos relacionados con equilibrios de solubilidad son la formación de cavernas de piedra caliza, el ablandamiento del agua dura, la formación de cálculos renales o las caries dentales, como verás en este tema.

Producto iónico y solubilidad

De forma similar a como viste en los gases, se define el producto iónico, Q, como el producto de las concentraciones de los iones presentes en una disolución dada, elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos. 

Esta expresión del producto iónico Q, es igual a la de la constante de solubilidad, Ks, pero con las concentraciones que hay en un instante concreto, no necesariamente en el estado equilibrio.

Por tanto, comparando los valores de Q y Ks podrás predecir el comportamiento de la disolución: si está en equilibrio, si se puede disolver más sustancia, etc.

Q < Ks La disolución no está saturada y puede disolverse más sólido: es la condición necesaria para que una sal se disuelva.

Q = Ks La disolución está saturada: el sistema está en equilibrio y no se puede disolver más sal.

Q > Ks La disolución está sobresaturada y el exceso de sal disuelta formará sólido hasta que Q = Ks. Es la condición necesaria para que una sustancia precipite.

EXPERIENCIAS

1° EXPERIMENTO (condiciones para la precipitación)

a) materiales a usar

a) 4 tubos de ensayo b) 2ml de BaCl2

c) 2ml de Na2SO4

d) 2ml de NaNO3

e) 2ml de NaCl f) Pipeta con pro pipeta

b) procedimiento experimental y observaciones

i. Mezclar en un tubo de ensayo 2ml de c/u de las soluciones saturadas de BaCl 2 y Na2SO4 y observar que sucede.

Sea nuestra reacción:

BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4(s) + 2NaCl

Obs: En esta reacción se observó que se formó un precipitado, donde dicho precipitado fue de un tono blanco lechoso.

ii. Repetir el experimento con 2ml de solución saturada de NaNO3 y NaCl y observar que sucede.

Sea nuestra reacción:

NaNO3 + NaCl → NaCl + NaNO3

Obs: En esta reacción se observó que no se forma ningún precipitado.

iii. Luego explique brevemente en qué condiciones se produce una precipitación.

La precipitación ocurre cuando QPS (Producto iónico de solubilidad, que se calcula igual que la expresión de la constante de equilibrio, pero con concentraciones iniciales), es mayor que KPS (Constante de producto de solubilidad, que se calcula

igual que la expresión d la constante de equilibrio), en resumen la solución debe estar sobresaturada para que ocurra una precipitación o sea cuando QPS > KPS.

2° EXPERIMENTO (determinación de la solubilidad y producto de solubilidad)

a) materiales a usar

a) Probeta de 50mlb) KI (0.1M) 40ml d) Pb (NO3)2 (0.1M) h) termómetro i) Erlenmeyer

b) procedimiento experimental

i. Usando la probeta, agregue 40ml de solución de KI 0.1M a un Erlenmeyer.ii. Titular, con una solución 0.1M de Pb (NO3) agitando cuidadosamente hasta la

aparición de un color amarillo tenue o de cristales brillantes separados y pequeños.

iii. Lo anterior constituye el punto final de una titulación y aproximadamente corresponde a la solución saturada de PbI2.

iv. Mida la temperatura de la solución saturada

c) tabla de datos

De nuestra reacción:

KI + Pb (NO3)2 → PbI2 + KNO3

Volumen de KI 40ml

[KI] 0.1M

Volumen de Pb(NO3)2 Gasto = 16ml

[Pb(NO3)2] 0.1M

Volumen de solución saturada de PbI2

40ml + gasto(16ml) = 56ml

[I-] promedio 0.0714M

[Pb2+] promedio 0.0286M

Producto de solubilidad (KPS)

(KPS) = [Pb2+][I-]2

d) cálculos y resultados

Determinamos (KPS), de la siguiente ecuación iónica, donde se produce el precipitado de PbI2

PbI2(s) → Pb2+ + 2I-

KPS = [Pb2+][I-]2

KPS = (0.0286)(0.0714)2

KPS = (1.458)10-4

Luego para hallar la solubilidad del PbI2(s), denotado por “s”, lo hacemos a partir de KPS

PbI2(s) → Pb2+ + 2I-

Inicio: Co 0 0Solubilidad: s s 2sEquilibrio: (Co-s) s 2s

KPS = [Pb2+][I-]2 = (s)(2s)2

KPS = 4s3

S = 3√ Kps4

Luego reemplazando el valor de KPS, tenemos:

S = 3√ Kps4 = 3√ 0.00014584 =

S = 0.033M

e) recomendaciones

Utilizar la cantidad necesaria de sales. Observar detenidamente la formación del precipitado y si es necesario utilizando

un papel blanco. Limpiar muy bien la bureta y el Erlenmeyer para evitar contaminaciones. Ser muy atentos en la formación de cristales

f) conclusiones

Se comprobara si la reacción es exotérmica o endotérmica. Es muy importante conocer como calcular el Kps que nos ayudara a desarrollar

más nuestros conocimientos. Se verá n algunos cristales amarillos que precipitan que según la reacción

química son cristales de PbI2.

3° EXPERIMENTO (Equilibrio químico)

a) materiales a usar

a) 4 tubos de ensayob) Un vaso de precipitadod) Pipeta con pro pipetah) 6ml de FeCl3i) 6ml de KSCN

b) procedimiento experimental

v. Poner en un vaso de precipitado 50ml de agua destilada y añadir 6ml de FeCl3 y KSCN, luego trasladar en partes iguales la solución que tiene coloración roja a 3 tubos de ensayo

vi. Añadir a uno de los tubos 2ml de solución de FeCl3vii. Añadir a un tercer tubo un poco de KCl sólido y agitar vigorosamente.viii. Comparar los colores de todos los tubos de ensayo

c) cálculos y resultados

Sea nuestra reacción

FeCl3 + 3KSCN → Fe (SCN)3 + 3KCl

Aplicamos las siguientes formulas:

PbI 2→Pb⁺ ²+2 I ⁻

K p=[Pb⁺ ² ] [ I ⁻ ]2

Keq= [Pb⁺ ² ] [ I ⁻ ]2

[PbI 2 ]

Keq= [Pb⁺ ² ] [ I ⁻ ]2

[PbI 2 ]=

4S3 (↓ )[PbI 2 ]

FeCl3 + 3KSCN → Fe (SCN)3 + 3KCl

Complejo rojo tiocianato férricoEquilibrio de descomposición

Fe (SCN)3 ↔ Fe+3 + 3SCN- Equilibrio iónico

Kdisociación 25°C: se conoce

①Adicionar 2ml de FeCl3 a uno de los tubos. (Desplazamiento hacia la derecha)

②Adicionar KCl(s) en otro tubo hasta que se decolore. (Desplazamiento hacia la izquierda)

d) recomendaciones

Observar con mucho cuidado los volúmenes a usarse. A la hora de agitar los tubos de ensayo hacerlo cuidadosamente evitando

derramar solución. Observar detenidamente la coloración de los tubos de ensayo.

e) conclusiones

Se comprobara el famoso principio de Le Chatelier que nos indica que si un sistema químico que en principio esté en equilibrio experimenta un cambio en la concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variará para contrarrestar ese cambio.

Se comprobara que si aumentamos la concentración de FeCl3 la reacción se desplazara hacia la derecha, y por lo tanto se generaran más productos.

Preguntas de la guía

1. Muestre los cálculos para el producto de solubilidad

Con algunos ejemplos mostramos como se calcula “KPS”

2. Si la solución de KI se titulara con un exceso de Pb (No3)2. ¿Cuál sería el error (positivo o negativo) en la constante de solubilidad?

KI+(↑ incremento )Pb (NO 3 ) 2→PbI 2+KNO3

Un incremento de Pb (NO3)2 significa un incremento de los iones Pb⁻, por ello:

PbI 2→ (↑ incremento ) Pb⁺ ²+2 I ⁻

Basándonos en la fórmula para calcular el producto de solubilidad:

Kp=[ (↑ incremento ) Pb⁺ ² ] [ I ⁻]2

Por lo que variará incrementándose, generando un error positivo.

3. Escriba la ecuación para la Keq termodinámica para la solución dl PbI2 sólido.

Keq= [Pb⁺ ² ] [ I ⁻ ]2

[PbI 2 ]

4. A temperatura constante la solubilidad del PbI2 disminuye en presencia de un exceso de KI. Indique si la Keq disminuye, aumenta o permanece constante.

PbI 2→Pb⁺ ²+2 I ⁻

Recordemos que la solubilidad guarda cierta relación con la constante de producto de solubilidad.

S=m+n√ Kpsmm . nn

Dicen que la solubilidad disminuye y los iones I⁻ aumentan. De la relación anterior obtenemos la siguiente relación:

4 S3 (↓ )=Kps=[Pb⁺ ² ] [I ⁻ (↑ ) ]2

Pero observamos la fórmula del Keq

Keq= [Pb⁺ ² ] [ I ⁻ ]2

[PbI 2 ]=

4S3 (↓ )[PbI 2 ]

Finalmente deducimos que el Keq disminuirá.

Bibliografía

http://www.definicionabc.com/ciencia/velocidad-de-reaccion.php http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/concentra.htm http://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n https://www.google.com/imghp?hl=es-419&gws_rd=ssl