Facultad de Química Práctica 13: equilibrios de solubilidad

Laboratorio de Química General II

Dra. Claudia Paola Gómez Tagle Chávez

Alumna: Corona Cordero Blanca Sagrario.

Jimenez Mancilla Dante Alan

Fecha de realización: Abril 23

Grupo: 21

Gaveta: 17

Semestre 2015­2

INTRODUCCIÓN Equilibrios de Solubilidad la disolución y la precipitación ocurren en nuestro alrededor y en nuestro interior por ejemplo el esmalte de los dientes se disuelve en disoluciones ácidas, ocasionando caries y la precipitación de ciertas sales que en nuestros riñones producen cálculos renales las agua de la Tierra que contienen sales que están disueltas durante su paso por la superficie y al atravesar el suelo, la precipitación de CaCO3 del agua subterránea es responsable de formación de estalactitas y estalagmitas dentro de las cavernas de la tierra caliza En una explicación anterior a las reacciones de precipitación, se consideran algunas reglas generales para predecir la solubilidad de las sales comunes en agua La constante del producto de solubilidad Una disolución saturada es aquella en la que la disolución está en contacto con soluto no disuelto así que para que se presente un equilibrio entre una sustancia sólida y su disolución, ésta debe estar saturada y en contacto con el sólido no disuelto. Por ejemplo vamos a considerar una disolución saturada de BaSO4 que se encuentra en contacto con el sólido BaSO4.

BaSO4 Ba2+(ac) + SO4

2­(ac)

El sólido es un compuesto iónico. Tales compuestos son casi invariablemente electrolitos fuertes; según ; según el grado en que estos compuestos se disuelven, estarán presentes como iones en las disoluciones. La expresión para la constante de equilibrio puede escribirse como :

K= [Ba2+][SO42­]

Cuando la concentración se expresa en molaridad, la constante de equilibrio recibe el nombre de constante del producto de solubilidad y se expresa como:

Kps = [Ba2+][SO42­]

Las reglas para escribir la expresión de solubilidad del producto son las mismas que aquellas par escribir cualquier expresión de constante de equilibrio: el producto de solubilidad es igual al producto de las concentraciones de los iones que participan en el equilibrios, cada uno llevado a la potencia de su coeficiente en la ecuación de equilibrio. Las posibles interrelaciones entre Q y Kps se resumen de la si. manera:

Si Q > Kps la precipitación tiene lugar hasta que Q=Kps Si Q = Kps existe el equilibrio Si Q < Kps el sólido se disuelve hasta que Q=Kps

SOLUBILIDAD Y pH

La solubilidad de cualquier sustancia cuyo anión sea básico se verá afectada hasta cierto grado por el pH de dicha disolución, la solubilidad de prácticamente cualquier sal se modifica si la solución se hace lo suficientemente ácida o básica. Sin embargo, el efecto es notable sólo cuando uno o ambos iones participantes son moderadamente ácidos o básicos. Los hidróxidos metálicos que hemos considerado hasta ahora son buenos ejemplos de compuestos que implican una base fuerte, el ión hidróxido. Como ya hemos visto el valor de la Kps indica cuan soluble es un compuesto iónico en agua; mientras mayor sea el Kps más soluble será el compuesto.

IONES COMPLEJOS Y LA SOLUBILIDAD Algunos iones metálicos en especiales los de los metales de transición forman iones complejos en disolución. Un ión complejo puede definirse como un ión que contiene un catión de un metal central enlazado a una o más moléculas o iones. Las formaciones de iones complejos son reacciones ácido­base de Lewis en las que el ión metálico actúa como ácido y las moléculas o iones como bases.

IÓN COMÚN

De acuerdo con el principio de Le Chatelier, hasta que el producto iónico se haga otra vez igual al Kps. El efecto de agregar un ión común es, entonces, una disminución en la solubilidad de la sal en disolución.

BIBLIOGRAFÍA T.Brown, “Quimica la Ciencia Central” , Prentice Hall, 3ra Edición, México, pp 528 Raymond, Chang, “Química” , Ed. Mc Graw Hill, México, 1992, 4ta edición, pp 722­523.

HIPÒTESIS Al realizar varias reacciones simultáneas analizaremos la solubilidad de distintos compuestos de cobre, a su vez determinaremos cómo influye el factor temperatura, ion común y el pH en la solubilidad y la forma en que podemos identificar como se ve afectado.

13. Equilibrios de Solubilidad

Elaborada por: Dr. Ruy Cervantes Díaz de Guzmán Pregunta a responder al final de la sesión * Ordenar, de menor a mayor solubilidad, los siguientes compuestos de cobre: Cu(OH)2, CuCO3, CuSO4, CuS y Cu2[Fe(CN)6].

*¿Cómo afectan la temperatura, un ion común y el pH a la solubilidad de sales poco solubles?

Introducción

La solubilidad de un compuesto químico se puede definir como la máxima cantidad, expresada en gramos, que pueda disolverse de éste en 100g de agua a una temperatura constante. En general, a mayor temperatura, la solubilidad aumenta. Los datos reportados en libros y tablas se encuentran a 25°C.

En el caso de los compuestos iónicos, el proceso de disolución involucra la disociación de los iones. Una gran cantidad de compuestos iónicos son muy poco solubles en agua y su solubilidad suele cuantificarse mediante el estudio del siguiente equilibrio:

MX(s) M+(ac) + X­(ac)

La concentración del sólido se considera constante, lo que da como resultado la siguiente expresión de la constante de solubilidad (también conocida como producto de solubilidad):

Kps = [M+][X]

A la concentración de cada uno de los iones presentes en disolución al momento de la precipitación del sólido se le llama solubilidad molar.

Los factores que afectan la solubilidad son la temperatura, el ion común y el pH.

Tarea Previa

1. Escribir el equilibrio de solubilidad para el PbI2 (pKps = 7.5) y calcula su solubilidad molar (mol/L).

Kps = [ Kps= [ =4s3][I ] Pb2+ − 2 ][2s] s 2

s= =1.97x10­3mol/litro √3 4kps

3.16x10­8= [ ][I ] Pb2+ − 2

PbI2 Pb+I2

inicial 0 0

cambio +s +2s

equilibrio s 2s

2. Completar la tabla siguiente

Compuesto Nombre masa molar Pkps S(mol/L) s(g/L)

TiBr Bromuro de Talio 284 2.62 2.4x10­3 0.7

La2(C2O4)3 Oxalato de lantano 540 24.1 7.9x10­25 4.26x10­22

FeCrO4 Cromato de hierro II 172 5.6 2.5x10­6 4.3x10­4

Ni3(AsO4)2 Arseniato de Niquel 455 25.5 3.2x10­26 1.456x10­23

Zn(IO3)2 Yodato de Zinc 415 5.4 3.9x10­6 1.61x10­3

3.Ordenar los compuestos de la pregunta anterior del más soluble al menos soluble. TlBr, Zn(IO3)2 , FeCrO4 , La2(C2O4)3 , Ni3(AsO4)2. 4.Considerar una disolución saturada de fluoruro de calcio en la cual se ha establecido el equilibrio: CaF2(s) Ca2+(ac)+ 2F­(ac) Kps=4x10­11

a)¿Cuál es la concentración molar de calcio (II) presente en la disolución?

CaF2(s ) Ca2+(ac)+ 2F­(ac)

inicial 0 0

cambio +s +2s

equilibrio s 2s

Kps= [ = [ =4s3][F ] Ca2+ − 2 ][2s] s 2 4s3=4x10­11

s= == =2.15X10­4 M √3 4kps √3 4

4x10−11

b) calcular la concentración molar de calcio (II) si a esta disolución saturada le agregas NaF de modo que la concentración total de fluoruros sea 0.1M

CaF2+NaF Na+ +Ca 2+ + 3F­

0.1M 0.1M 0.1M kps=[Ca2+][Na2+][F­]3

s= = =2.371x10­3 √3 Kps[Na][F] √3 4x10−11

[.01][.03]

C) Comparar las dos concentraciones molares y explica la marcada diferencia La diferencia entre las concentraciones se debe al ion común que se agrega en la pregunta b).

Reactivos

Parte A

CuSO4 0.1M Na2CO3 sólido K4[Fe(CN)6] 0.1 M NaOH 1 M Na2S sólido

Parte B Pb(NO3)2 0.1M KI 0.1M H2SO4 6 M NaCl sólido CuSO4 0.1M

Parte A. Solubilidad de distintos compuestos de Cu(II)

1. En un vaso de precipitados de 50 mL colocar aproximadamente 15 mL de una disolución 0.1 M de CuSO 4.

2. Añadir, poco a poco y con agitación constante, Na2CO3sólido con la ayuda de una espátula hasta que la disolución pierda su color azul. Anotar los cambios observados.

3. A la mezcla de reacción agregarle, gota a gota y con agitación, K4[Fe(CN)6] 0.1 M hasta que se observe un cambio permanente en el sólido formado.

4. Repetir el procedimiento del punto anterior ahora añadiendo NaOH 1 M a la mezcla de reacción. No olvidar ir anotando todos los cambios de color y estado físico.

5. Por último, repetir el mismo procedimiento agregando Na 2S sólido. 6. Anotar todas las observaciones en la tabla 1.

Tabla 1. Solubilidad de distintos compuestos de Cu(II)

Reacción de precipitación Observaciones

CuSO4(ac) + Na2CO3(ac) → 1 + Na2SO4(ac) Al principio se nota un cambio en el color azul cristalino a un tono azul lechoso después se notan dos fases cuando se sedimenta.

1 + K4[Fe(CN)6](ac) → 2 + K2CO3(ac) Se ve un color café al agregar el complejo

2 + NaOH → 3 + Na4[Fe(CN)6](ac) La disolución anterior regresa a ser azul

3 + Na2S(ac) → 4 + NaOH(ac) Se torna de color café y se forma un precipitado.

Tabla 1. Reacciones de varios compuestos de Cu2+

Cuestionario 1. Considerando que todas las reacciones son de doble sustitución, escribir las

fórmulas y los nombres de 1,2,3 y4.

1 CuCO3(s) ; Carbonato de cobre 3 CuOH2; Hidroxido de cobre (II)

2 Cu2[Fe(CN)6] ; Ferrocianuro de cobre (II)

4 CuS; sulfuro de cobre (II)

2. Escribir los equilibrios de solubilidad para cada uno de los precipitados (pp) de cobre observados, así como la correspondiente expresión matemática de la constante de solubilidad de cada caso, en la segunda y tercera columnas de la tabla 2 antes de llenar la última columna, responde la pregunta 3 Tabla 2

pp Equilibrio de solubilidad Expresión de la Kps

Valor de la Kps

solubilidad molar [Cu+]

1 CuCO3(s) Cu2+(ac) +→ CO32­(ac)

[Cu2+][CO32­] 1.4x10­10 1.18x10­5M

2 Cu2[Fe(CN)6](s) 2Cu2(ac)→ + [Fe(CN)6]4­(ac)

[Cu2+][(Fe(CN)6)4­]

1.3x10­16 4.02X10­6M

3 Cu(OH)2(s) Cu2+(ac) +→ OH­(ac)

[Cu2+][OH­] 2.2x10­20 1.76x10­7M

4 CuS(s) Cu2+(ac) + S2­(ac)→ [Cu2+][S2­] 6.3x10­36 2.5x10­18M 3. En las expresiones , en las que las concentraciones de las especies se expresan entre paréntesis cuadrados, colocar en cada caso el coeficiente necesario para expresar la relaciones entre la concentración de los aniones y los cationes al disolverse cada uno de los compuestos observados para llenar la última columna de la tabla 2. [Cu2+] = 2 [OH­] 1 [Cu2+] = [OH­] [Cu2+] = 1 [Fe(CN)64­] 2 [Cu2+] = [Fe(CN)64­] 1 [Cu2+] = [CO32­][Cu2+] = 1[S2­] 4. Calcular la solubilidad molar para el cobre en cada uno de los compuestos observados para llenar la última columna de la tabla 2. 5. Utilizando los datos de la tabla 2, escribir la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones y calcular su valor utilizando los datos de Kps de la tabla 2. (Sugerencia: conviene multiplicar el numerador y el denominador en estas expresiones por [Cu2+] o por [Cu2+]2) Predecir hacia qué lado se desplazará el equilibrio en cada caso. CuS(s) + CO32­(ac) CuCO3(s) + S2(ac) Keq = = 6.3x10­36/1.4x10­10= 4.25x10­26[CO ]3

2−[S ][Cu ]2− 2+

Cu2[Fe(CN)6](s) + OH­ Cu(OH)2(s) + [Fe(CN)6]4­ Keq =Keq = = 1.3x10­16/2.2x10­20= 5,909.09[OH ][Cu ]− 2+

[(Cu [Fe(CN ) ][Cu ]2 6 (s)2+

Parte B. Factores que afectan la solubilidad

Temperatura 1. En un tubo de ensaye colocar 2 mL de una disolución 0.1 M de nitrato de plomo y añadir, gota a gota, yoduro de potasio 0.1 M hasta precipitación completa. Registrar la temperatura de trabajo. 2. Calentar el tubo en baño María a 90°C y observar lo que ocurre. Retirar el tubo del baño y dejarlo enfriar lentamente en la gradilla. Anotar aquí las observaciones.

Ion Común

1. En dos tubos de ensayo colocar 5 mL de una disolución 0.1 M de nitrato de plomo. A cada uno de ellos añadirle 0.06 g de cloruro de sodio, agitar y observar lo ocurrido y tomar nota aquí. 2. A uno de los dos tubos, añadirle otros 0.5g de NaCl. Comparar la cantidad de sólido formado en ambos vasos.

pH 1. En un tubo de ensayo colocar 3 mL de una disolución 0.1 M de sulfato de cobre. Añadirle, gota a gota, una disolución 0.1 M de hidróxido de sodio hasta precipitación completa. 2. Agregar, gota a gota y con agitación, ácido sulfúrico 6M hasta obtener una disolución homogénea color azul. Manejo de residuos Recolectar todos los residuos que contengan Plomo, para su tratamiento posterior. Los residuos de Cobre pueden desecharse en la tarja con abundante agua.

Cuestionario

Efecto de la temperatura

1. Escribir la reacción que se llevó a cabo entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio.

Pb(NO3)2(ac) +2 KI(ac) PbI2(s)↓ + 2KNO3(ac)

2. Escribir el equilibrio de solubilidad del producto poco soluble de la reacción anterior, y la correspondiente expresión del producto de solubilidad.

PbI2(s)↓ Pb2+(ac) +2I­(ac)

kps=[Pb2+][I­]2

3. ¿Qué pasa con la cantidad de precipitado cuando se calienta el tubo de reacción? Cuando se calienta el tubo la cantidad de precipitado disminuye. 4. ¿Cómo varía [Pb2+]ac al aumentar la temperatura? Disminuye 5. ¿Cómo varía el valor de la Kps correspondiente al aumentar la temperatura? La Kps no varía.

Ion Común

1. Escribir la reacción que se llevó a cabo entre el nitrato de plomo y el cloruro de sodio.

Pb(NO3)2(ac) + NaCl(ac) PbCl2(s)↓ + NaNO3(ac)

2. Escribir el equilibrio de solubilidad del producto poco soluble de la reacción anterior.

PbCl2(s) ↓ Pb2+(ac) +2 Cl­(ac) kps=[ Pb2+][Cl­]2

3. Expresar la concentración de iones Cl en función de la concentración de iones Pb2+, en una solución saturada de PbCl2

[Cl] = 2 [Pb2+] 4. Expresar la concentración de iones Pb2+ en función de la concentración de iones Cl en una solución saturada de PbCl2

[Pb2+] = 1/2 [Cl­] 5. Calcular la solubilidad molar del Pb2+ en una solución saturada de PbCl2, sabiendo que su Kps es 2.4x104.

Kps= [Pb2+][Cl­]2 = (s)(2S)2 = 4S3 = 0.039M 6. ¿Cuál es la concentración de Cl en estas mismas condiciones?

[Cl­]= 2s = 0.078M 7. Calcular la concentración de Pb2+ en una solución de Pb(NO3)2 a la que se ha añadido un exceso de NaCl, tal que la concentración final del ion cloruro , [Cl] = 0.1M

[Pb2+]= 2.4x10­3M

pH 1. Escribir la reacción entre el sulfato de cobre y el hidróxido de sodio.

CuSO4(ac) + NaOH(ac) Cu(OH)2(s)↓ + Na2SO4(ac) 2. Escribir el equilibrio de solubilidad del producto poco soluble de la reacción anterior.

Cu(OH)2(s) ↓ Cu2+(ac)+ 2OH­(ac) Kps=[Cu2+][OH­]2

3. Escribir la reacción que se llevó a cabo entre este producto y el ácido sulfúrico

Cu2+(ac)+ OH­(ac) + H2SO4 Cu2+(ac) + SO42­(ac) + H2O(l)

Observaciones

Parte A

Reacciones simultáneas de distintos compuestos de cobre

Al agregar carbonato de sodio al sulfato de cobre observamos un cambio en la disolución que inicialmente es azul cristalina a un todo de azul “lechoso”. Posteriormente

este al dejar reposar se sedimenta y podemos observar dos fases. En una se observa el sólido color azul (carbonato de cobre) y en la otra una disolución incolora. Siguiendo el procedimiento agregando a este sólido obtenido un ion complejo (ferrocianuro de potasio) observamos que la disolución se

torna color café con pequeños gránulos, obteniendo entonces otro sólido (ferrocianuro de cobre). Este al igual que la reacción anterior al sedimentar podemos observar dos fases.

Al momento de agregar hidróxido de sodio a la disolución obtenida anteriormente observamos que volvemos a obtener la disolución azul del principio. Dando como resultado hidróxido de cobre. (img inferior reacción entre hidróxido de sodio y ferrocianuro de cobre, color café)

Por último para la parte A se agrega a la disolución azul obtenida Sulfuro de Sodio lo que nos hace tener una disolución café nuevamente pero distinta a la obtenida cuando se hace reaccionar con ferrocianuro de potasio. Esta nueva disolución tiene un tono café muy obscuro, al dejar sedimentar podemos observa la separación de la disolución en dos fases y la formación de un sólido pero en menor tamaño que en los observados anteriormente.

Parte B

Efecto de la temperatura.

Pb(NO3)2(ac) + KI(ac) PbI2(s)↓ + KNO3(ac)

Al inicio de la reacción tanto el Pb(NO3)2 y el KI son incoloros al hacerlos reaccionar observamos que la disolución se separa en dos fases, obtenemos un sólido color amarillo y el resto de la disolución es incolora. (imagen izquierda). Al enfriar lo anterior obtenemos que el sólido se asienta en el fondo del tubo pero no disminuye (imagen central). Y al final

al enfriar el tubo podemos observar que al agitar este sólido se observan destellos parecido a la diamantina.

Ión común.

En esta reacción notamos que la cantidad de cloruro de plomo obtenida fue mayor a al cloruro de sodio, es decir que cuando agregamos la sal al medio acuoso inmediatamente se forma más cantidad de precipitado en este caso de cloruro de plomo.

Pb(NO3)2(ac) + NaCl(s) PbCl2(s)↓ + NaNO3(ac)

pH. CuSO4(ac) + NaOH(ac) Cu(OH)2(s)↓ + Na2SO4(ac)

En la imagen superior podemos apreciar lo que sucede al agregar NaOH + CuSO4, en este caso podemos considerar un pH básico por la adición de iones OH­ (tubo del lado izquierdo). Imagen central, se puede observar la formación del sólido al finalizar la

reacción y por último imagen de lado derecho al sólido obtenido se le agrega H2SO4 lo que nos indica que está en un medio ácido.

ANÁLISIS DE RESULTADOS. Parte A

Reacciones simultáneas de distintos compuestos de cobre Para esta parte se realizaron reacciones simultáneas empezando con sulfato de cobre, al ir agregando distintos reactivos sucesivamente se pudo observar como estos precipitaron al cobre en distintas formas. Nos dimos cuenta que con cada reacción que llevábamos a cabo obtuvimos distintos compuestos de cobre que precipitaron. Esto también lo podemos observar en el valor de la Kps que cambia y en el cual tenemos valores diferentes para cada compuesto. Parte B Temperatura; el efecto de la temperatura en la disolución afecta a la solubilidad pero no a la concentración, al calentar el tubo podemos observar que el sólido se mantiene en el fondo del tubo, pero al enfriar y agitar podemos observar que el sólido ya no solo se encuentra en el fondo sino que también produce destellos. Ion común; notamos que al si se añade concentración apreciable de algún ion del sólido en una disolución saturada, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda formando un sólido iónico que precipita pero si se sustrae concentración de algún ion del sólido en la disolución a tratar el equilibrio se desplazará hacia al otro lado (derecha) disolviéndose más sólido en la reacción. pH; como ya vimos en la práctica 12 algunos iones como el Cu2+ precipitan con aniones que tienen carácter basico o neutro, en este caso al añadir NaOH, se entiende que se esta haciendo la adición de un anión con carácter básico por los iónes OH­lo que explica el por que se obtiene un precipitado (reacción 1). Ese precipitado desaparece al aumentar la concentración de iones H+ en la disolución (reacción 2).

CuSO4(ac) + NaOH(ac) Cu(OH)2(s)↓ + Na2SO4(ac) Cu2+(ac)+ OH­(ac) + H2SO4 Cu2+(ac) + SO4

2­(ac) + H2O(l)

CONCLUSIONES Al final concluimos que los factores mencionados con anterioridad afectan el equilibrio de solubilidad, es decir el ion común , el ph y la temperatura son determinantes en cómo se va llevar a cabo la reacción inclusive en su dinámica , asimismo existen equilibrios simultáneos ya que los sólidos iónicos se disuelven en agua, con lo que siempre tienen a

disociarse, los iones de una sal pueden ser ácidos o bases conjugadas moderadamente fuertes o también puede ocurrir la formación de complejos: compuestos con un catión metálico en el centro y ligando aniones que tienen una constante de equilibrio de formación del sólido muy altas.