solubilidad y iones complejos Investigacion -Mónica Ivonne Díaz López

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Química inorgánica ΙΙ 
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Reporte 
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y DE IONES COMPLEJOS 
OBJETIVO 
Observar algunos fenómenos involucrados en los equilibrios de solubilidad y de 
formación de iones complejos. 
INTRODUCCION 
El equilibrio químico es un fenómeno cuya naturaleza dinámica permite su 
modificación con sólo variar algunos factores de los que depende, como 
temperatura, presión, volumen o concentraciones de las sustancias que 
intervienen en la reacción, lo cual resulta de vital importancia para aumentar el 
rendimiento de los procesos industriales. 
FUNDAMENTOS 
Es por eso que la reacción no concluye, una reacción en equilibrio es un proceso 
dinámico en el que continuamente los reactivos están convirtiendo en productos y 
los productos se convierten en reactivos. cuando lo hacen a la misma velocidad 
nos da la sensación de que la reacción se ha paralizado [1]. 
Mientras que en un equilibrio químico se presenta mediante la expresión general 
que tiene la siguiente expresión: A + B ↔ C+D, A, B, C, D, son las especies 
químicas involucradas. 
Es decir, el equilibrio químico se establece cuando existen dos reacciones 
opuestos que tiene lugar simultáneamente a la misma velocidad. 
Por otro lado, cuando un soluto se puede disolver en una cierta cantidad de disolvente a una 
determinada temperatura se dice que es soluble. En donde suele haber otras 
especies químicas en la disolución, la solubilidad de una dicha sal puede verse 
modificada sustancialmente debido a la presencia de estas otras especies que 
pueden dar lugar a diversas reacciones paralelas que modifican el equilibrio de 
solubilidad [2]. 
Los equilibrios de solubilidad tienen gran importancia en Química. 
 
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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 [3]. 
MATERIAL 
1 vaso de precipitado de 100 ml 
10 tubos de ensayo de 100 ml 
3 goteros 
 
PROCEDIMIENTO 
 
EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD 
1. Se colocaron en tres tubos diferentes 1 o 2 gotas de K3PO4 0.2M, NaCl 
0.2M y Na2S 0.2 M respectivamente. Se agregaron 1 o 2 gotas de AgNO3 
0.2 M a cada tubo (Fig. 1.1). 
2. En otro tubo de ensayo se colocaron 2 gotas de K3PO4 0.2 M y 3 o 4 gotas 
de agua, se agregaron 6 gotas de AgNO3 0.2 M, se mezclaron por unos 
segundos y se dejó que se asentara el precipitado amarillo. Se decantó el 
líquido sobrenada mente en otro tubo de ensayo y se añadieron 6 gotas de 
NaCl 0.2 M y se agitó suavemente el tubo. Luego se agregó NH4OH 5M y 
se agitó hasta que el sólido se disolviera completamente (Fig. 1.2). A la 
solución clara se le agregó 2 gotas de Na2S 0.2 M (Fig. 1.3). 
 
 
 
 
 
 
 
EQUILIBRIOS DE FORMACION DE IONES COMPLEJOS 
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1. Se colocaron 30 ml de agua en un vaso de precipitado, se agregaron 5 
gotas de FeCl3 0.2 M y 3 gotas de KSCN 0.2 M y se mezcló bien (Fig. 
1.4). Se dividió la solución roja resultante en tres partes iguales en 3 
tubos de ensayo (Fig. 1.5). El primer tubo fue la referencia. Al segundo 
tubo se le agregaron unas gotas de FeCl3 0.2 M, al tercer tubo se le 
agregaron unas gotas de KSCN 0.2 M (Fig. 1.6). 
2. . Se colocaron 2.5 ml de 0.2 M de CuSO4 en un tubo de ensayo, se 
agregó lentamente y por las paredes 2.5 ml de solución de NH4OH 5M 
(Fig. 1.7), finalmente se agitó suavemente y se dejó reposar (Fig. 1.8). 
 
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 OBSERVACIONES 
• Se mostró un precipitado con tonalidad marrón (además de pequeñas 
sales), para el NaCl se mostró una tonalidad blanca con cristales 
granulados blancos, posteriormente para el Na2S se formó un precipitado 
amarillo. 
• Se formó un precipitado azul pastel a la mitad del tubo de ensayo de 
hidróxido de cobre con una solución azul oscura en la parte superior del 
tubo 
• Al inicio se tuvo presencia de efervescencia y gas. Después al decantar y 
 
Fig. 1.1 Fig. 1.4 
Fig. 1.2 
Fig. 1.3 
Fig. 1.5 Fig. 1.6 Fig. 1.7 
Fig. 1.8 
Fig. 1.8 
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añadirle cloruro de sodio tomó una tonalidad blanca con sales. Mientras que 
al añadirle hidróxido de amonio más sulfuro de sodio este tomo una 
tonalidad gris oscura con sales blancas 
• Al agregar FeCl3 con KSCN tomó una tonalidad rojiza y al dividirla tomo una 
apariencia rojo-naranja 
 
CUESTIONARIO 
1.Formular las reacciones químicas balanceadas de los experimentos que se 
realizaron: 
• FeCl +KSCN → Fe(SCN)
6
3-
 
• NH4OH + CuSO4→ [Cu(NH3)4]
-2
 
2. ¿De acuerdo a las constantes de equilibrio que se investigó para los 
compuestos de plata, cual es más soluble al agua? Ag
+
 
3. ¿Cuál complejo de Fe
+3
 es más estable? Fe
+3
 Compara las Kf , ¿se cumple 
el principio de Le chatelier al agregar más Fe o más SCN? Al agregar más Fe 
4.Calcule la solubilidad de Cu(OH)2 en agua pura y del Cu(OH)2 en exceso de 
NH3 0.5 M formando el ion complejo [Cu(NH3)4]
-2
 : 30 
 
RESULTADOS Y DISCUSIÓN 
Se obtuvo una solución oscura que corresponde al ion [Cu(NH3)4] 
-2
 además de 
un precipitado azul claro correspondiente a Cu(OH)2 . 
CONCLUSION 
Se obtuvieron los resultados esperados puesto que al final se obtuvo una solución 
azul [Cu(NH3)4] 
-2
 con un precipitado azul claro Cu(OH)2 que se disolvió por 
exceso de amoniaco acuoso. 
 
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS 
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[1] L. Brown Theodore, H., Lemay, Jr .Eugene, E. Bursten, Bruce, J. Murphy, 
Catherine. (2009). Química La ciencia Central. México: Pearson. 
[2] Chang, R. y Collage, W. (2003). Química (7ª ed.), Mc Graw Hill, México 
 
[3] Skoog, D. and Holler, W. (2001). Fundamentos de Química Analítica. 7ªEd. 
México: McGraw-Hill.