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UNIVERSIDAD NACIONAL AGRARIA LA MOLINA
FACULTAD DE CIENCIAS
DEPARTAMENTO ACADÉMICO DE QUÍMICA
CURSO: QUÍMICA (LABORATORIO)
TÍTULO DE LA PRÁCTICA: Equilibrio químico: Kps e ión común
INTEGRANTES:
● Melany Jazmin Arias García (20211945)
● Ana Paredes Cañas (20211997)
● Daniela Yesibel Camones Chanco ( 20211972 )
HORARIO DE LABORATORIO: Miércoles 8:00 am-10:00 am.
NÚMERO DE LA MESA: GRUPO 2
PROFESOR DE LABORATORIO : Erika Yovana Gonzales Medina
FECHA DEL EXPERIMENTO: 16 /02/
FECHA DE ENTREGA DEL INFORME : 26/02/
LA MOLINA - LIMA - PERÚ
1. INTRODUCCIÓN
La solubilidad de un soluto en un disolvente es la concentración que muestra una disolución saturada, es decir, que se encuentra en equilibrio con el soluto sin la necesidad de disolver ya que presentará algunas moléculas o iones que pasen a la disolución. Asimismo, la constante del producto de solubilidad es aplicable de un modo general para definir las condiciones de equilibrio en las disoluciones saturadas de electrolitos fuertes poco solubles. Según el principio de dicha constante, el valor del producto iónico de la derecha de la ecuación debe ser igual al valor del sistema de la izquierda para que el sistema permanezca en equilibrio.
2. OBJETIVOS
- Aprender los conceptos básicos que abarca el equilibrio de solubilidad.
- Estudiaremos la disolución en la que están disueltas sustancias que tienen ion común.
- Evaluar el efecto del ion común en la solubilidad del Ca(OH)
3. MARCO TEÓRICO
Para lograr entender los conceptos del producto de solubilidad, tenemos que adentrarnos a unos conocimientos previos como: ¿Qué es la solubilidad? La solubilidad (s) se determina respecto a un soluto, llega a ser la cantidad máxima que este se puede disolver en un disolvente a una determinada temperatura. Se expresa en solubilidad molar (mol/L) o simplemente en g/L. 3.1 Disolución saturada Es aquella que no admite más soluto, por lo que la concentración de soluto en una disolución saturada es igual a su solubilidad a una T° considerada. Cuando añadimos un exceso de soluto se disolverá la cantidad que determina su solubilidad y el resto permanecerá sin disolver en estado sólido, estableciéndose un equilibrio con el soluto disuelto. 3.2 Reacción de precipitación Es cuando mezclamos dos disoluciones en las que cada una aporta un ión en la formación del compuesto insoluble, llamado precipitado. Por ejemplo, el hidróxido de calcio es una sal insoluble que se forma a partir de la mezcla de hidróxido de sodio y cloruro de calcio.
2 Na ( OH ) ac + CaCl 2 ( s ) ←→ Ca ( OH ) 2 ( s ) +^2 NaCl ( ac )
Ca ( OH ) 2 ( s ) ←→ Ca (^2 ac +¿)^ ¿^ + 2 OH ( ac )
−¿ ¿
Los indicadores ácido-base son sustancias, generalmente coloreadas, que se disocian parcialmente. Sus iones presentan una coloración distinta a la de la especie sin disociar, de modo que, según el sentido que esté favorecido en el equilibrio, la disolución puede presentar uno u otro color de manera preferente. Conforme varía el pH de una solución, los indicadores varían su color, indicando de forma cualitativa, si la solución es ácida o básica. Si a 100 mL de solución 0,10 M de un ácido débil, HA , se le añade el indicador anaranjado de metilo, éste presenta su color ácido, rojo: HA + H 2 O A–^ + H 3 O+ color del indicador: rojo Si a esta solución se le añaden 0,015 moles de una sal de HA , por ejemplo NaA, el color cambia a amarillo: HA + H 2 O A–^ + H 3 O+ color del indicador: amarillo Esta observación experimental se puede explicar en base al Principio de Le Chatelier : la adición del ión A–, desplaza el equilibrio hacia la izquierda, y en consecuencia disminuye la concentración de los iones hidronio, H 3 O+, disminuyendo por lo tanto, el grado de disociación, alfa. Dado que el ácido débil, H A , y su sal, Na A , tienen en común el ion A– : H A (ac) + H 2 O(l) A– (ac) + H 3 O+(ac) Na A (ac) + H 2 O(l) A– (ac) + Na+(ac) Este fenómeno se denomina efecto del ion común.
4. MATERIALES
ACTIVIDAD 1: Formación de un precipitado del clorato de potasio
Reactivos: - clorato de potasio KCl 3 Materiales: - tubo de ensayo
- cloruro de potasio KCl - gradillas
ACTIVIDAD 2: Determinación de Kps del hidróxido de calcio
Materiales: ➢ vaso de precipitado ➢ probeta ➢ pipeta ➢ tubo de ensayo ➢ gotero ➢ matraz Erlenmeyer ➢ bureta
Reactivos: ➢ Hidróxido de calcio saturado Ca(OH) ➢ Cloruro de calcio CaCl ➢ Soluciones buffer para calibración de pH 4 y pH 7 ➢ Solución saturada KClO ➢ Solución saturada de KCl ➢ Solución de HCl 0,1081 M ➢ indicador azul de bromotimol
ACTIVIDAD 3: Efecto del ión común y la solubilidad
Reactivos: Materiales:
- Hidróxido de calcio Ca(OH)2 - Matraz
- Cloruro de hidrógeno HCI - Bureta
- Bromotimol - Gotero
5. PROCEDIMIENTO
ACTIVIDAD 1: Formación de un precipitado del clorato de potasio
Para la visualización del precipitado, se empezó: a) Se llenó de agua destilada el tubo de ensayo b) Luego con ayuda de un cuentagotas se vierte la solución saturada de cloruro de potasio c) Finalmente observaremos la formación de cristales
ACTIVIDAD 2: Determinación de Kps del hidróxido de calcio
a) Trasvasar 40 mL de la disolución de hidróxido de calcio al vasos de precipitado, use la probeta b) Colocar el vaso de precipitado con la disolución en el agitador magnético c) Determinar el valor de pH de la disolución de hidróxido, haga uso del potenciómetro. d) Espere 5 minutos para tomar la lectura de pH e) Hacer los cálculos para hallar el valor de Kps. Use 4 cifras significativas
ACTIVIDAD 3: Efecto del ión común y la solubilidad
De acuerdo al video a) Agregar 25ml de la solución Ca(OH)2, a un matraz. b) Agregar unas gotas de Bromotimol y homogeneizar manualmente con la solución del paso 1. c) Agregar una solución de HCl 0.1081 M a una bureta de 25ml. d) Titular la solución contenida en el matraz con la solución de HCl. e) Anotar el gasto de HCl (cambio de color de la solucion de azul a amarillo)
6. RESULTADOS
Observaciones realizadas -Para que ocurra la precipitación la solución de clorato de potasio estuvo saturada. -Se agregó ión positivo. -Se formaron cristales de cloruro de potasio Principales conclusiones Al ser una solución saturada, los iones disueltos entran en equilibrio con el sólido del cristal.
2. ACTIVIDAD 2: Determinación de Kps.
En relación a las diapositivas de la práctica sobre determinación del Kps y efecto
del ión común, completar las tablas 2 y 3.
Tabla 2. Cálculo del valor de Kps del hidróxido de calcio. Valor de pH = 12 Valor de pOH = 2 Valor de [OH-] = 0,
En equilibrio: Ca ( OH ) 2 ( s ) Ca ( ac )
2 + ¿
+ 2 OH ( ac )
−¿
En equilibrio: s 2s Hallando el valor [OH-] : pH+pOH = 14 pOH = 2 pOH=-log [OH-] 2 = -log [OH-] [OH-] =10- [OH-] = 0,01 M Hallando s: 2s =0,01 M s = 0.005M Por lo tanto : [ 𝐶𝑎2+] = s = 0,005 M [ 𝑂𝐻−] = 2s = 0,01 M Valor de Kps = Kps = [0,005] [0,01] Kps = 5 x 10- Valor de s (moles/L) =
- 10 -3^ moles/L Valor de s (g/L) = 0.005moles/Lx74g/ mol s = 3,7.10-1g/L Observaciones: La solubilidad aumenta
3. ACTIVIDAD 3: Efecto del ión común
Ksp Ca(OH) 2 with Common Ion Effect Lab (2:07-4:02 min)
Ksp Ca(OH)2 with Common Ion Effect Lab
(PPT Práctica sobre determinación del Kps y efecto del ión común).
Tabla 3. Efecto del ión común y la solubilidad pH de la solución saturada de Ca (OH) 2 con solución de Ca2+^ 0,100 M = 12, Volumen de solución saturada de Ca (OH) 2 con solución de Ca2+^ 0,100 M (L)= 25ml Concentración de Ca2+^ (M) = 0,100 M Concentración de HCl (M) = 0.1081 M Gasto de HCl (mL) de la titulación con solución saturada de Ca (OH) 2 = 10.40ml Moles de HCl consumidos = n= M x V n= 0,100 x 0. n= 8,64 x 10*-
Ecuación química de la titulación: Ca(OH)2 +HCl ⇾ CaCl2 +
H2O
mol de OH-^ = 2 mol H+^ = 8.64x10-4 x 1mol de Ca(OH)/ 2mol de HCI mol Ca(OH)= 4.32 x 10-4- Concentración de OH-^ [OH-] = mol OH/^ L = mol / volumen = 4.32 x 10-4/ 0. =5x10-
Ca ( OH ) 2 ( s ) Ca ( ac )
2 + ¿
+ 2 OH ( ac )
−¿
s+0,1 2s Valor de Kps = respuesta Valor de Kps:[Ca]* [OH]2 [OH]= 10 -pOH Kps: [S + 0,1] [2s]2 [OH]= 10 -1, Kps: [ 6,4x 10-3 + 0,1][2( 6,4x 10-3)]2 [OH]= 1.28x 10- Kps: 13,568 x 10-6* [OH]= 2S 1.28x10-2= 2S pH= 12,11 S= 6,4x 10- pOH= 1, Valor de s Ca (OH) 2 (moles/L) = [Ca(OH)2] = 6,4x 10- Valor de s Ca (OH) 2 (g/L) = s= 6,4x 10-3 moles/L. 74g/mol s= 4.37 x 10*-1 g/l Observaciones:
cambio de color de la solucion de azul a amarillo
Kps = ¿ ¿ x ¿ ¿
Kps= S^2 = (0.0058)^2
Kps = 3,364. 10 −^5
5. Calcule la solubilidad molar del hidróxido de cobre (II) si el valor de Kps es 2.2x10- Cu(OH)2 —-----> Cu+2 + 2OH- I 0 0 C +S +2S E S 2S Kps = [ Cu 2+] [ OH 1-] 2,2x 10 -2 = (S) (2S) = S = S 6. El pH de una disolución de hidróxido de magnesio es 12, halle el valor de Kps. Mg(OH) —-------> Mg+2 + 2OH- pH + pOH = 14 pOH= -Log(OH) 12 + pOH = 14 (OH)= 2/-Log pOH= 2 (OH)= 10- Kps= [Mg2+] [OH1-] Kps= [S][S] Kps= S Kps= (10-2)2 = 10-*
