Práctica 13. Comprobación del producto de solubilidad PDF

Preview

Summary

NADIA ALEJANDRA GONZÁLEZ ALBAVICTOR HUGO TAFOLLA RANGELLICENCIATURA EN QUÍMICALaboratorio de Química Analítica I NELIPráctica #13. Comprobación del producto desolubilidad.OBJETIVOComprobar mediante diversas reacciones, que la precipitación se logra siempre y cuando las concentraciones de los reactiv...

Description

NADIA ALEJANDRA GONZÁLEZ ALBA VICTOR HUGO TAFOLLA RANGEL

LICENCIATURA EN QUÍMICA Laboratorio de Química Analítica I NELI03029 Práctica #13. Comprobación del producto de solubilidad.

OBJETIVO Comprobar mediante diversas reacciones, que la precipitación se logra siempre y cuando las concentraciones de los reactivos sean igual o mayor al valor del producto de solubilidad (Kps) del precipitado.

INTRODUCCIÓN La solubilidad de una especie química está determinada por su constante de solubilidad. Esta es la que dicta en qué momento la que la disolución es insaturada, saturada o sobresaturada. Estos tres conceptos en conjunto con su relación de la Kps dictan el comportamiento del soluto, ya sea por coloración de la solución o por aparición de precipitados. Kps se define como la máxima concentración de iones que puede aceptar una solución, una vez alcanzado este punto, la formación de precipitados del compuesto será evidente. También, esta constante rige el equilibrio de la solución; si se aumenta la concentración de iones, estos se precipitan y si se reduce la concentración de cualquiera de los dos, estos se redisuelven. Para conocer este comportamiento, se han establecido las siguientes relaciones de Kps. 𝐴𝑚 𝐵𝑛 → 𝑚𝐴+𝑛 + 𝑛𝐵 −𝑚

ec(1)

Donde A+n es el catión de la especie disuelta y B-m es el anión de la solución. 𝐾𝑝𝑠 > [𝐴+𝑛 ]𝑚 ∗ [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(2)

𝐾𝑝𝑠 = [𝐴+𝑛 ]𝑚 ∗ [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(3)

𝐾𝑝𝑠 < [𝐴+𝑛 ]𝑚 [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(4)

Conociendo la fórmula para Kps y su relación con los iones, establecidas en las ecuaciones 3, 4 y 5 podemos relacionar los conceptos antes mencionados: • • •

Cuando se cumple la ecuación 2, la solución es insaturada sin precipitado. Cuando se cumple la ecuación 3, la solución es saturada con poco precipitado. Cuando se cumple la ecuación 4, la solución es sobresaturada con mucho precipitado.

MATERIAL

• • • •

20 tubos de ensaye. 1 piseta de 250 mL. 1 gradilla para tubos de ensaye. 1 pipeta graduada de 5 mL.

REACTIVOS • • • • • • • • • • •

Ni(II) sulfato Zn(II) sulfato Pb(II) nitrato Cu(II) sulfato Ioduro de potasio Cromato de potasio Sulfito de sodio Tiosulfato de sodio Hidróxido de sodio Ácido clorhídrico Sulfuro de amonio

NiSO4 • 6H2O, 0,25M, 0.1M ZnSO4, 0,25M, 0.1M Pb(NO3)2, 0,25M, 0,025M, 0,0025M CuSO4 • 5H2O, 0,25M, 0,0025M KI, 2M K2CrO4, 2M Na2SO3, 2M Na2S2O3 • 5H2O, 2M NaOH, 2M HCl, 2N (NH4)2S 0,1M

DESARROLLO EXPERIMENTAL Realizar en tubos de ensayo las siguientes mezclas de reactivos, observar los cambios en las soluciones y tomar nota de ellas. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de KI 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.025 M + 1 gota de KI 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de KI 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de K2CrO4 2M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.025 M + 1 gota de K2CrO4 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de K2CrO4 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de Na2SO3 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.025 M + 1 gota de Na2SO3 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de Na2SO3 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de HCl 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.025 M + 1 gota de HCl 2 M

0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de HCl 2 M

0.5 mL CuSO4 0.25 M + 1 gota de (NH4)2S 0.1 M

0.5 mL CuSO4 0.0025 M + 1 gota de (NH4)2S 0.1 M

0.5 mL CuSO4 0.25 M + 1 gota de NaOH 0.1 M

0.5 mL CuSO4 0.0025 M + 1 gota de NaOH 0.1 M

0.5 mL de ZnSO4 0.1 M + 1 gota de 1 gota de (NH4)2S 0.1 M

0.5 mL de NiSO4 0.1 M + 1 gota de 1 gota de (NH4)2S 0.1 M

Ilustración 1. Cuadro de mezclas de reactivos.

OBSERVACIONES

• • •

De acuerdo con lo esperado, a mayor concentración de los iones metálicos, mayor precipitado se forma. Pocas reacciones generan calor, Reacciones rápidas y no requieren mucha agitación.

RESULTADOS Y DISCUSIÓN En la siguiente tabla se muestran los resultados de la práctica. Mezcla de reactivos 1. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de KI 2 M 2. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de KI 2 M 3. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.000025 M + 1 gota de KI 2 M 4. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de K2CrO4 2 M 5. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de K2CrO4 2 M 6. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.000025 M + 1 gota de K2CrO4 2 M 7. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de Na2SO3 2 M 8. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de Na2SO3 2 M 9. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.000025 M + 1 gota de Na2SO3 2 M

Producto de interés

Observaciones Gran cantidad de precipitado amarillo

PbI2

Cantidad media de precipitado amarillo Cambio de color de solución a tono amarillo Gran cantidad de precipitado blanco

PbCrO4

Poco precipitado blanco

Cambio de color de solución a tono blanco. Gran cantidad de precipitado blanco

PbSO4

Poco precipitado blanco

Cambio de solución a tono blanco

10. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.25 M + 1 gota de HCl 2 M 11. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.0025 M + 1 gota de HCl 2 M 12. 0.5 mL Pb(NO3)2 0.000025 M + 1 gota de HCl 2 M 13. 0.5 mL CuSO4 0.25 M + 1 gota de (NH4)2S 0.1 M 14. 0.5 mL CuSO4 0.0025 M + 1 gota de (NH4)2S 0.1 M 15. 0.5 mL CuSO4 0.25 M + 1 gota de NaOH 0.1 M 16. 0.5 mL CuSO4 0.0025 M + 1 gota de NaOH 0.1 M 17. 0.5 mL de ZnSO4 0.1 M + 1 gota de 1 gota de (NH4)2S 0.1 M 18. 0.5 mL de NiSO4 0.1 M + 1 gota de 1 gota de (NH4)2S 0.1 M

Gran cantidad de precipitado blanco PbCl2

Sin cambio

Sin cambio Tonalidad y precipitado negro en gran cantidad CuS Poco precipitado café claro

Precipitado color azul Cu(OH)2 Sin cambios

ZnS

Gran cantidad de precipitado blanco

NiS

Gran cantidad de precipitado negro.

Tabla 1. Resultados y observaciones de las mezclas de reactivos.

Como se mencionó en la Introducción, la cantidad de precipitado generado se debe a la concentración de los iones que se forman y a la cantidad de que permite la Kps estar en solución. Recordando las ecuaciones 2, 3 y 4 realizamos las reacciones químicas correspondientes y calculamos su relación con Kps a 25 °C encontrada en bibliografía. Kps(PbI2)= 7.9×10-9, Kps(PbCrO4)= 3×10-13, Kps(PbSO4)= 1.6×10-8, Kps(PbCl2)= 1.7×10-5, Kps(CuS)= 8×10-37, Kps(Cu(OH)2)= 4.8×10-20, Kps(ZnS)= 2×10-25, Kps(NiS)= 4×10-20 𝐾𝑝𝑠 > [𝐴+𝑛 ]𝑚 ∗ [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(2)

1.

𝐾𝑝𝑠 = [𝐴+𝑛 ]𝑚 ∗ [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(3)

𝐾𝑝𝑠 < [𝐴+𝑛 ]𝑚 [𝐵−𝑚 ]𝑛

ec(4)

𝑃𝑏𝐼2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐼 −, [Pb2+]=0.25 M y [I-]=2 M, Kps(PbI2)= 7.9×10-9 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐼 − ]2 = (0.25)(2)2 = 1 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐼 − ]2

2. 𝑃𝑏𝐼2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐼 −, [Pb2+]=0.0025 M y [I-]=2 M, Kps(PbI2)= 7.9×10-9 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐼 − ]2 = (0.0025)(2)2 = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐼 − ]2 3. 𝑃𝑏𝐼2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐼 −, [Pb2+]=0.000025 M y [I-]=2 M, Kps(PbI2)= 7.9×10-9 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐼 − ]2 = (0.000025)(2)2 = 0.0001 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏2+] ∗ [𝐼 − ]2 4. 𝑃𝑏𝐶𝑟𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝐶𝑟𝑂4 2− , [Pb2+]=0.25 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbCrO4)= 3×10-13 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] = (0.25)(2) = 1 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] 5. 𝑃𝑏𝐶𝑟𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝐶𝑟𝑂4 2−, [Pb2+]=0.0025 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbCrO4)= 3×10-13 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] = (0.0025)(2)2 = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] 6. 𝑃𝑏𝐶𝑟𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝐶𝑟𝑂4 2− , [Pb2+]=0.000025 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbCrO4)= 3×10-13 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] = (0.000025)(2) = 0.0001 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑟𝑂4 2−] 7. 𝑃𝑏𝑆𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝑆𝑂4 2−, [Pb2+]=0.25 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbSO4)= 1.6×10-8 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2−] = (0.25)(2) = 1 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2−] 8. 𝑃𝑏𝑆𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝑆𝑂4 2−, [Pb2+]=0.0025 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbSO4)= 1.6×10-8 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2−] = (0.0025)(2) = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2− ] 9. 𝑃𝑏𝑆𝑂4 → 𝑃𝑏 2+ + 𝑆𝑂4 2−, [Pb2+]=0.0025 M y [CrO42-]=2 M, Kps(PbSO4)= 1.6×10-8 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2−] = (0.000025)(2) = 0.0001 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝑆𝑂4 2− ] 10. 𝑃𝑏𝐶𝑙2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐶𝑙 −, [Pb2+]=0.25 M y [Cl-]=2 M, Kps(PbCl2)= 1.7×10-5 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 = (0.25)(2)2 = 1 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 11. 𝑃𝑏 𝐶𝑙2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐶𝑙 −, [Pb2+]=0.0025 M y [Cl-]=2 M, Kps(PbCl2)= 1.7×10-5 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 = (0.0025)(2)2 = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 12. 𝑃𝑏𝐶𝑙2 → 𝑃𝑏 2+ + 2𝐶𝑙 −, [Pb2+]=0.000025 M y [Cl-]=2 M, Kps(PbCl2)= 1.7×10-5 [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 = (0.000025)(2)2 = 0.0001 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝑃𝑏 2+] ∗ [𝐶𝑙 − ]2 13. 𝐶𝑢𝑆 → 𝐶𝑢2+ + 𝑆2−, [Cu2+]=0.25 M y [S2-]=0.1 M, Kps(CuS)= 8×10-37 [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑆 2−] = (0.25)(0.1) = 0.025 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+ ] ∗ [𝑆 2−] 14. 𝐶𝑢𝑆 → 𝐶𝑢2+ + 𝑆 2−, [Cu2+]=0.0025 M y [S2-]=0.1 M, Kps(CuS)= 8×10-37 [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑆 2−] = (0.0025)(0.1) = 0.00025 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+ ] ∗ [𝑆 2−] 15. 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑢2+ + 2𝑂𝐻 −, [Cu2+]=0.25 M y [OH-]=0.1 M, Kps(Cu(OH)2)= 4.8×10-20 [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑂𝐻−]2 = (0.25)(0.1)2 = 0.0025 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑆 2−] 16. 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 → 𝐶𝑢2+ + 2𝑂𝐻−, [Cu2+]=0.0025 M y [OH-]=0.1 M, Kps(Cu(OH)2)= 4.8×10-20 [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑂𝐻−]2 = (0.0025)(0.1)2 = 0.000025 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑆 2−] 17. 𝑍𝑛𝑆 → 𝑍𝑛2+ + 𝑆 2−, [Zn2+]=0.1 M y [S2-]=0.1 M, Kps(ZnS)= 2×10-25

[𝑍𝑛2+] ∗ [𝑆 2−] = (0.1)(0.1) = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+] ∗ [𝑆 2− ] 18. 𝑁𝑖𝑆 → 𝑁𝑖 2+ + 𝑆 2−, [Ni2+]=0.25 M y [S2-]=0.1 M, Kps(NiS)= 4×10-20 [𝑁𝑖 2+] ∗ [𝑆 2−] = (0.1)(0.1) = 0.01 ∴ 𝐾𝑝𝑠 < [𝐶𝑢2+ ] ∗ [𝑆 2−] Conociendo los resultados de las multiplicaciones de los iones en los compuestos formados que nos presentan interés y su respectiva relación con su Kps podemos afirmar que la concentración de cada ion influye en la cantidad de precipitado que se forma en la solución, tal como se muestra en la siguiente e ilustración. En esta ilustración se muestra cómo, de izquierda a derecha, la concentración del nitrato de plomo (II) disminuye, así como la cantidad de precipitado. En la imagen, el tubo de ensaye marcado como 1 cuenta con una concentración de 0.25 M del compuesto, mientras que el tubo de ensaye 3 cuenta con una concentración de 2.5×10-5 M. Al mismo tiempo plantea la duda en aquellas soluciones en las que no se notó la aparición de precipitados o cambio de color en la solución, ¿qué errores se cometieron durante la preparación de las mezclas? ¿qué error cometió el laboratorista al interpretar la solución? Ilustración 2. Pb(NO3)2+KI en diferentes concentraciones del ion metálico.

Como se muestra en esta ilustración, en el tubo de ensaye 1 se muestra una pequeña cantidad de precipitado cristalino blanco, mientras que en el resto de tubos de ensaye no se ven cambios aparentes. Esto puede deberse a la cercanía de la Kps(PbCl2)= 1.7×10-5 con el producto de solubilidad formado calculado previamente. Ilustración 3. Pb(NO3)2+HCl en diferentes concentraciones del ion metálico.

CONCLUSIÓN La comprobación del producto de solubilidad ayuda en el análisis cualitativo de una muestra, mas no en un análisis cuantitativo o no uno con gran precisión. Esto se debe a que la formación de precipitados nos da un rango en el que dicho sólido se forma en

relación con Kps como ya lo hemos visto, pero al haber constantes cercanas a 0, el producto de la multiplicación sea cercano a 0 también, puede formarse muy poco precipitado que no sea visto por el laboratorista.

CUESTIONARIO 1. Investigue las reacciones que se llevan a cabo. Este punto se resolvió en Resultados y Discusión.

BIBLIOGRAFÍA • •

D. Skoog, D. West, F. Holler, S. Crouch. (2001). Fundamentos de Química Analítica, 8a edición (Apéndice 2). México: Thomson. A. Vogel. (1979). Vogel's Textbook of Macro and Semimacro Qualitative Inorganic Analysis (pp 592). New York: Longman.

BITÁCORAS Ilustración 4. Bitácora de Nadia Alejandra González Alba.

Ilustración 5. Bitácora de Victor Hugo Tafolla Rangel....