Reporte Práctica 13 Laboratorio de Química General II PDF

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Universidad Nacional Autónoma de MéxicoFacultad de QuímicaLaboratorio de Química General IIProfesor: Carlos Catana RamírezReporte de LaboratorioPráctica N° 13.- Equilibrios de solubilidadGrupo 34Fecha de entrega: marte 30 de noviembre 2021PrediccionesAl realizar la práctica se espera que los cambios...

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Universidad Nacional Autónoma de México Facultad de Química Laboratorio de Química General II Profesor: Carlos Catana Ramírez Reporte de Laboratorio Práctica N° 13.- Equilibrios de solubilidad Grupo 34

Fecha de entrega: marte 30 de noviembre 2021

Predicciones Al realizar la práctica se espera que los cambios sean notables en el precipitado de los compuestos de cobre (II) y plomo (II) con iones carbonato, sulfuro, sulfato y

Equilibrios de solubilidad nitrato en donde los compuestos con los dos primeros iones son insolubles mientras que el sulfato a pesar de ser un compuesto iónico solubles tiene la excepción de no serlo al forma un compuesto con plomo, esto lo podemos ver en la siguiente tabla con algunas reglas de solubilidad.

Para la primera parte del experimento se analiza la solubilidad de distintos compuestos de cobre al ser mezclados con un compuesto que posee un ión insoluble, donde veremos que el precipitado proviene del compuesto con ión insoluble con base a las reglas de solubilidad. En la segunda parte se realizaron 3 experimentos donde se aplican 3 de los factores que modifican el equilibrio de solubilidad, estos factores fueron el efecto de la temperatura, aumentando esta a 90°C entre la reacción del nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio, en donde el precipitado disminuye, porque se debilita el enlace iónico que existe en la sal menos solubles, por lo que el disolvente podrá actuar de manera más efectiva y se disolverá gran parte de la sal, en el segundo experimento de la segunda parte se aplica el efecto del ión común, agregando más cloruro de sodio en la reacción de este con el nitrato de plomo (II); aquí entra en juego la ley de masas y vemos un aumento de precipitado (productos) ya que la ley dice que para equilibrar un aumento en los reactivos de debe generar más productos. Finalmente, en el tercer experimento se aplica el efecto del pH, agregando primero una gota de hidróxido de sodio (base) y ácido sulfúrico, de igual manera, el cambio se verá reflejado con un aumento de precipitado al añadir la base y una disminución de este cuando se añade el ácido.

Diagramas de flujo

Equilibrios de solubilidad Diagrama 1. Solubilidad de distintos compuestos de Cu(II).

Diagrama 2. Factores que afectan la solubilidad. Efecto de la temperatura, efecto del ión común y efecto del pH.

Equilibrios de solubilidad

Resultados

Equilibrios de solubilidad

Resultados de la primera parte. Solubilidad de distintos compuestos de Cu(II) Tabla 1. Solubilidad de distintos compuestos de Cu(II)

Ecuación química de precipitación

Observaciones

𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑐) + 𝑁𝑎2𝐶𝑂3 (𝑎𝑐) → 1 + 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 (𝑎𝑐)

Se forma un precipitado azul verdoso

1 + 𝐾4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] (𝑎𝑐) → 2 + 𝐾2𝐶𝑂3 (𝑎𝑐)

Se produce un precipitado de color café

2 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑐) → 3 + 𝑁𝑎4[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] (𝑎𝑐)

Se forma un precipitado de color azul

3 + 𝑁𝑎2𝑆 → 4 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑐)

Se forma un precipitado de color café oscuro

Resultado de la segunda parte. Factores que afectan la solubilidad Efecto de la temperatura 1. Escribe la ecuación química de la reacción que se llevó a cabo entre el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio. Ecuación química:

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

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

𝑃𝑏𝐼2 (𝑠)⇋ 𝑃𝑏

2+

−

(𝑎𝑐) + 2 𝐼 (𝑎𝑐) 2+

− 2

𝐾𝑝𝑠 = [𝑃𝑏 ][𝐼 ] 2

3

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆)(2𝑆) = 4𝑆

Equilibrios de solubilidad

3. Anota las observaciones del experimento al combinar el nitrato de plomo (II) con el yoduro de potasio. Cambia el color de la disolución, pasando de un transparente a color amarillos al agregar el yoduro de potasio. 4. Anota las observaciones del experimento a 90°C. Al aumentar la temperatura el precipitado formado en un inicio comenzó a disolverse (se diluyó). 5. Anota las observaciones del experimento cuando la disolución alcanza temperatura ambiente. Se formaron cristales de yoduro de plomo (II) 6. ¿Cómo afecta la temperatura a la solubilidad de las sales de plomo (II)? La fuerza de interacción entre moléculas se ve estimulada, lo que permite que las moléculas del solvente, rompan con más facilidad los enlaces iónicos. Resultado de la segunda parte. Factores que afectan la solubilidad Efecto del ión común. 7. Escribe la ecuación química de la reacción que se llevó a cabo entre el nitrato de plomo (II) y el cloruro de sodio. Anota las observaciones antes y después de añadir más cloruro de sodio. Ecuación química:

𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 (𝑎𝑐) + 2 𝑁𝑎𝐶𝑙 (𝑎𝑐) → 𝑃𝑏𝐶𝑙2 (𝑠) + 2 𝑁𝑎𝑁𝑂3 (𝑎𝑐) Antes: Se tiene un disolución transparente Después: Se forma un precipitado blanco.

8. Escribe la ecuación del equilibrio de solubilidad del producto poco soluble de la reacción anterior, y la correspondiente expresión de producto de solubilidad.

𝑃𝑏𝐶𝑙 (𝑠)⇋ 𝑃𝑏 2

2+

−

(𝑎𝑐) + 2 𝐶𝑙 (𝑎𝑐) 2+

− 2

𝐾𝑝𝑠 = [𝑃𝑏 ][𝐶𝑙 ]

Equilibrios de solubilidad

3

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆)(2𝑆 = 4𝑆 −

9. Expresa la concentración de iones 𝐶𝑙 en función de la concentración de 𝑃𝑏 , en una disolución saturada de 𝑃𝑏𝐶𝑙2. −

[𝐶𝑙 ] =

1 2

2+

2+

[𝑃𝑏 ]

10. Expresa la concentración de iones 𝑃𝑏

2+

en función de la concentración de

−

iones 𝐶𝑙 en una disolución saturada de 𝑃𝑏𝐶𝑙2. 2+

−

[𝑃𝑏 ] = 2 [𝐶𝑙 ] 11. Calcula la solubilidad molar (S) del 𝑃𝑏

2+

en una disolución saturada de 𝑃𝑏𝐶𝑙2

−4

sabiendo que su 𝐾 es 2. 4 × 10 . 𝑝𝑠

Operaciones: 𝑃𝑏𝐶𝑙2 (𝑠) ⇋ 𝑃𝑏 conc in. cambio conc eq.

2+

−

(𝑎𝑐) + 2 𝐶𝑙 (𝑎𝑐)

0 S S 2+

0 2S 2S − 2

𝐾𝑝𝑠 = [𝑃𝑏 ][𝐶𝑙 ] −4

2. 4 × 10

−4

2. 4 × 10

2

= [𝑆][2𝑠] 3

= 4𝑆

−4

3

2. 4 × 10 /4 = 𝑆 3

−5

𝑆 = 6 × 10 𝑆 = 0. 0391 𝑚𝑜𝑙/𝐿 −

12. ¿Cuál es la concentración de 𝐶𝑙 en estas mismas condiciones? 2(0.0391 mol/L) = 0.0782 mol/L

13. Calcula la concentración de 𝑃𝑏

2+

es una solución de 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2 a la que se ha

añadido un exceso de 𝑁𝑎𝐶𝑙2, tal que la concentración final del ión cloruro −

[𝐶𝑙 ] = 0. 1 𝑚𝑜𝑙/𝐿

Equilibrios de solubilidad

Operaciones: 𝑃𝑏𝐶𝑙2 (𝑠) ⇋ 𝑃𝑏 [0.1] 2

2+

−

(𝑎𝑐) + 2 𝐶𝑙 (𝑎𝑐)

= 0. 05 𝑚𝑜𝑙/𝐿 0. 05 𝑚𝑜𝑙/𝐿

14. ¿Cómo afecta la presencia de un ión común a la solubilidad de las sales de plomo (II)? Lo que provoca es que disminuya porque la constante de equilibrio se relaciona con el producto de las concentraciones de los iones y al aumentar uno, disminuye la otra. Por ello si se aumenta la concentración de iones de los productos el equilibrio se va a desplazar a la izquierda para compensarlo y se generará más precipitado. Resultado de la segunda parte. Factores que afectan la solubilidad Efecto del pH. 15. Escribe la ecuación de la reacción que se llevó a cabo entre el sulfato de cobre (II) y el hidróxido de sodio. Anota las observaciones después de agregar 𝑁𝑎𝑂𝐻 0.1 mol/L y 𝐻2𝑆𝑂40.1 mol/L Ecuación química: 𝐶𝑢𝑆𝑂 (𝑎𝑐) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 (𝑎𝑐) → 𝐶𝑢(𝑂𝐻) (𝑠) + 𝑁𝑎 𝑆𝑂 (𝑎𝑐) 4

2

2

4

Al añadir NaOH 0.1 mol/L: Precipitó un sólido gelatinoso azul. Al añadir 𝐻 𝑆𝑂 0.1 mol/L: Al inició se disolvió el precipitado y al agitar la 2

4

disolución se torno de un color azul claro.

16. Escribe la ecuación de solubilidad del producto poco soluble de la reacción anterior, y la correspondiente expresión del producto de solubilidad. 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠) ⇋ 𝐶𝑢

2+

−

(𝑎𝑐) + 2 𝑂𝐻 (𝑎𝑐)

2+

− 2

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑢 ] [𝑂𝐻 ] 2

3

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆)(2𝑆) = 4𝑆

17. Escribe la ecuación química de la reacción que se lleva a cabo entre este producto y el ácido sulfúrico.

Equilibrios de solubilidad

𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠) + 𝐻2𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) → 𝐶𝑢𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) + 2 𝐻2𝑂 (𝑙) 18. ¿Cómo afecta el pH a la solubilidad de las sales de cobre (II) Las sales de cobre (II) se vuelven menos solubles en presencia de una base −

se aumenta la presencia de iones 𝑂𝐻 lo que resulta en la formación de compuestos insolubles. ● Pregunta final En sales poco solubles cuando el valor de 𝐾𝑝𝑠, se 𝑎𝑢𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎, la solubilidad molar es 𝑚𝑎𝑦𝑜𝑟.

Cuestionarios intermedios y finales 1. Considerando que todas las reacciones son de doble sustitución, escribe en la Tabla 2 las fórmulas y los nombres de los compuestos 1, 2, 3 y 4. Tabla 2. Compuestos de cobre (II) como productos de precipitación

1

𝐶𝑢𝐶𝑂3 (Carbonato de cobre (II))

3

𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(Hidróxido de cobre (II))

2

𝐶𝑢 [𝐹𝑒(𝐶𝑁) ]

4

𝐶𝑢𝑆(Sulfuro de cobre (II))

2

6

(Hexacianoferrato de cobre (II))

2. En las siguientes expresiones, en las que las concentraciones de las especies se expresan entre paréntesis cuadrados, coloca en cada caso el coeficiente necesario para expresar la relación entre la concentración de los aniones y los cationes al disolverse cada uno de los compuestos de cobre (II) formados durante la práctica. 2+

−

[𝐶𝑢 ] = 2 [𝑂𝐻 ] 2+

[𝐶𝑢 ] = 2+

1 2

[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] 2−

1 [𝐶𝑢 ] = [𝐶𝑂3 ]

1 2

2+

−

[𝐶𝑢 ] = [𝑂𝐻 ] 4−

2+

2 [𝐶𝑢 ] = [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6 ] 2+

2−

[𝐶𝑢 ] = 1 [𝑆 ]

3. En la Tabla 3 escribe los equilibrios de solubilidad para cada uno de los precipitados (pp) de cobre (II) observados, así como la correspondiente expresión matemática de la constante de solubilidad en cada caso.

Tabla 3. Equilibrios de solubilidad de los precipitados de sales de cobre (II)

Equilibrios de solubilidad

pp

Equilibrio de solubilidad

Expresión de la 𝐾

Valor de la 𝐾

𝑝𝑠

2−

2+

1

𝑝𝑠

2−

2+

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑢 ] [𝐶𝑂3 ]

(𝑎𝑐) + 𝐶𝑂3 (𝑎𝑐)

𝐶𝑢𝐶𝑂3 (𝑠) ⇋ 𝐶𝑢

Solubilidad 2+ molar [𝐶𝑢 ]

1. 4 × 10

−10

−10

1. 8 × 10

𝑚𝑜𝑙/𝐿

2

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆)(𝑆) = 𝑆 2

2+

𝐶𝑢2[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] (𝑠) ⇋ 2 𝐶𝑢

4−

(𝑎𝑐) + [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6]

2+ 2

2+

−16

(𝑎𝑐 𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑢 ] [𝐶𝑢 ]

−6

1. 3 × 10

6. 38 × 10

𝑚𝑜𝑙/𝐿

3

𝐾𝑝𝑠 = (2𝑆) (𝑆) = 4𝑆 2+

3

𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠) ⇋ 𝐶𝑢

−

(𝑎𝑐) + 2 𝑂𝐻 (𝑎𝑐)

2+

− 2

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑢 ] [𝑂𝐻 ]

−20

−7

2. 2 × 10

1. 76 × 10 𝑚𝑜𝑙/𝐿

3

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆) (2𝑆) = 4𝑆 2+

4

𝐶𝑢𝑆 (𝑠) ⇋ 𝐶𝑢

2−

(𝑎𝑐) + 𝑆

(𝑎𝑐)

2+

2−

−36

𝐾𝑝𝑠 = [𝐶𝑢 ][𝑆 ]

−18

6. 3 × 10

2. 44 × 10

2

𝐾𝑝𝑠 = (𝑆)(𝑆) = 𝑆

4. En la Tabla 4 y para cada caso expresa las ecuaciones que te permiten calcular los valores de solubilidad molar para cada uno de los compuestos poco solubles de cobre (II) Tabla 4. Ecuaciones para el cálculo de los valores de solubilidad molar de los compuestos de cobre (II)

pp

Operaciones

1

𝐾𝑝𝑠 = 𝑆

2

−10

𝑆=

1. 4 × 10

pp

Operaciones

3

𝐾𝑝𝑠 = 4𝑆

3

3

−5

𝑆 =

2

3

4

𝐾𝑝𝑠 = 4𝑆 3

1.3×10 4

𝑆 = 𝑆 =

3

−16

−17

= 3. 25 × 10 −17

3. 25 × 10

2.2×10 4

𝑆 =

= 1. 18 × 10

3

−20

−21

= 5. 5 × 10 −21

5. 5 × 10

−7

= 1. 76 × 10

2

𝐾𝑝𝑠 = 𝑆 𝑆=

−36

6. 3 × 10

−18

= 2. 51 × 10

−6

= 3. 19 × 10

5. Escribe la expresión de la constante de equilibrio para cada una de las siguientes reacciones y calcula su valor utilizando los datos de 𝐾𝑝𝑠 de la Tabla 3 (Sugerencia: conviene multiplicar el numerador y el denominador en estas

𝑚𝑜𝑙/𝐿

Equilibrios de solubilidad 2+

2+ 2

expresiones por [𝐶𝑢 ]o por [𝐶𝑢 ] ). Predecir hacía qué lado se desplazará el equilibrio en cada caso. Nota: No olvides balancear las ecuaciones.

Tabla 5. 2−

2−

2−

𝐶𝑢𝑆 (𝑠) + 𝐶𝑂3 (𝑎𝑐) ⇋ 𝐶𝑢𝐶𝑂 (𝑠) + 𝑆 (𝑎𝑐) 3 2−

Operaciones:

[𝑆 ] 2− [𝐶𝑂 ] 3

2+

×

[𝐶𝑢𝑆 ] 2+

[𝐶𝑢 ]

=

6.3×10 1.4×10

𝐾𝑒𝑞 =

−36

−10

[𝑆 ] 2−

[𝐶𝑂 ] 3

−26

= 4. 5 × 10

El equilibrio se desplaza hacia: los reactivos 4−

−

𝐶𝑢2[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] (𝑠) + 4 𝑂𝐻 (𝑎𝑐) ⇋ 2 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 (𝑠) + [𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] 4−

Operaciones:

[[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] ] − 4

[𝑂𝐻 ]

2+ 2

×

[𝐶𝑢 ]

2+ 2

[𝐶𝑢 ]

4−

(𝑎𝑐

𝐾𝑒𝑞 =

−16

=

1.3×10

−20 2

(2.2×10

)

[[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] ] − 4

[𝑂𝐻 ]

23

= 2. 69 × 10

El equilibrio se desplaza hacia: los productos

6. Ordena de mayor a menor solubilidad, los siguientes compuestos de cobre (II): 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2,𝐶𝑢𝐶𝑂3,𝐶𝑢𝑆𝑂4,𝐶𝑢𝑆 y 𝐶𝑢2[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6]. 𝐶𝑢𝑆𝑂4 > 𝐶𝑢𝐶𝑂3 > 𝐶𝑢2[𝐹𝑒(𝐶𝑁)6] > 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2 > 𝐶𝑢𝑆

Análisis de resultados En el aumento de la temperatura los enlaces iónicos de la sal que es menos soluble, se rompen con mayor facilidad, lo que permite se disuelva un poco más y por ello no vemos la formación de un precipitado. Esta es una de las formas en las que se modifica el equilibrio de solubilidad. Mientras tanto, en el ión común se agrega un compuesto que tenga un ión en común con las sustancias precipitables, por ejemplo, en la reacción de nitrato de plomo (II) y al añadir más cloruro de sodio se observa el aumento de precipitado ya que de acuerdo a la ley de acción de masas, se debe compensar el aumento de reactivos con la formación de más productos (en este caso precipitado. Por último, en el efecto del pH, los aniones que conforman a una sal iónica, tienen características básicas por lo que al agregar el hidróxido de sodio en la reacción de sulfato de cobre (II) el ión 𝐶𝑢 −

2+

tenderá a precipitarse al estar en un medio de iones +

−

𝑂𝐻 y con la adición de iones 𝐻 se elimina la cantidad de 𝑂𝐻 lo que formará agua.

Equilibrios de solubilidad

Conclusiones Por medio de esta serie de experimentos se comprobó de qué manera afecta la temperatura, el ión común y el pH a la solubilidad de los compuestos cobre y plomo, dándonos cuenta que un aumento de temperatura provoca que la solubilidad sea mayor, con la presencia de un ión común sea menor y en el caso de ácidos y bases, la solubilidad en mayor en un ácido en comparación a las bases.

Bibliografía Garritz Ruiz, A., Gasque Silva, L. y Martínez, A. (2005). Química Universitaria. Pearson Educación. Brown, T., LeMay, H., Bursten, B. & Burdge, J. (2004). Química. La ciencia central. 9

𝑛𝑎

edición. Pearson Education.

Olvera León, M. y ZúñigaPérez, M. (s.f.). Práctica 13_ Equilibrios de solubilidad [Video]. AMyD. https://drive.google.com/file/d/1Z8KjomUMAtk6mBIQrMw0cYwlfpHkpsfA/view...