equilibrios de solubilidad

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PRÁCTICA 8
Equilibrios de solubilidad
Introducción
La solubilidad de un compuesto químico se puede definir como la máxima cantidad, expresada en gramos, que pueda disolverse de éste en 100 g 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) MX(ac) M + (ac) + X– (ac)
La concentración de la especie MX(ac) se conoce como la solubilidad intrínseca y en muchos casos su valor es muy pequeño, por lo que el equilibrio de solubilidad se puede reescribir como: 
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 (Kps, 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.
	Materiales 
	Reactivos 
	1 Espátulacon cucharilla
2 vidrios de reloj
Agitador de vidrio
2 vasos de precipitado 250 mL
Gotero 
4 tubos de ensayo
2 pipetas de 5 ml
1 pipeteador
1 parrilla elécrtica
1 termómetro
1 pinza para tubo de ensayo
1 barra magnética “mosca”
1 matraz aforado de 100 ml
2 matraz aforados de 50 ml
1 matraz aforado de 25 ml
2 vasos de precipitado de 50 ml
2 vasos de precipitado de 10 ml
1 piseta
	CuSO4 0.1 M
Na2CO3 sólido
K4[Fe(CN)6] 0.1 M
NaOH 1 M
Na2S sólido
Pb(NO3)2 0.1 M
KI 0.1 M
NaCl sólido
CuSO4 0.1 M
NaOH 0.1 M
H2SO4 6 M
Método
1. En un vaso de precipitado coloca 30 ml de una disolución 0.1 M de CuSO4. 
2. Añade, poco a poco y homogenizando, Na2CO3 sólido con la ayuda de una espátula hasta la formación de un precipitado con color. Anota los cambios observados. 
3. A la mezcla de reacción anterior, agrégale gota a gota y con agitación una disolución de K4[Fe(CN)6] 0.1 M hasta que se observe un cambio permanente en el sólido formado. Anota los cambios observados. 
4. A la mezcla resultante del punto anterior, añade gota a gota una disolución de NaOH 1 M. No olvides ir anotando todos los cambios de color y estado físico. 
5. Por último, agrega poco a poco y con agitación Na2S sólido. Anota todas las observaciones.
EFECTO DE LA TEMPERATURA 
1. En un tubo de ensayo colocar 2 mL de una disolución 0.1 M de nitrato de plomo (II) y añadir, gota a gota, yoduro de potasio 0.1 M hasta la 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 las observaciones.
EFECTO DEL ION COMÚN 
1. En dos tubos de ensayo colocar 5 mL de una disolución 0.1 M de nitrato de plomo (II). A cada uno de ellos añadirle 0.06 g de cloruro de sodio, agitar, observar lo ocurrido y tomar nota. 
2. A uno de los dos tubos, añadirle otros 0.5 g de NaCl. Comparar la cantidad de sólido formado en ambos tubos. 
EFECTO DEL pH 
1. En un tubo de ensayo colocar 3 mL de una disolución 0.1 M de sulfato de cobre (II). Añadirle, gota a gota, una disolución 0.1 M de hidróxido de sodio hasta la precipitación completa. NOTA: la disolución debe verse incolora. 
2. Agregar, gota a gota y con agitación, ácido sulfúrico 6 M hasta obtener una disolución homogénea color azul. Anota tus observaciones.
Resultados: