UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUÍMICA E INGENIERÍA QUIMICA

E.A.P DE INGENIERÍA QUIMICA- 07.2

QUÍMICA GENERAL

PRÁCTICA Nº 9

SOLUBILIDAD Y PRODUCTO DE SOLUBILIDAD

-PERALTA GUTIERREZ NAYDA ROCÍO 14070042

-SÁNCHEZ SÁNCHEZ GINO ALEXANDER 14070156

-TORREZ RIMEY MARIA JULIA 14070158

FECHA DE ENTREGA: 10/ 11/2014

1-INTRODUCCIÓN:

Las reacciones de precipitación son importantes en la industria, la medicina y la vida diaria. Por ejemplo, la preparación de muchos productos químicas industriales esenciales como el carbonato de sodio (Na2CO3) se basa en reacciones de precipitación.

Las estalactitas y estalagmitas están constituidas de carbonato de calcio (CaCO3), son producto de una reacción de precipitación. Por eso la importancia de estudiar la solubilidad y el equilibrio de esta.

Cuando el esmalte de los dientes que está formado principalmente por hidroxiapatica, se disuelve en un medio ácido, producen caries. El sulfato de bario (Ba2SO4) un compuesto insoluble opaco a los rayos X, se utiliza para el diagnóstico de trastornos del tracto digestivo.

2-PRINCIPIOS TEORICOS:

Solubilidad es una medida de la capacidad

de disolverse una

determinada sustancia (soluto) en un

determinado medio (solvente). Implícitamente

se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una

cantidad determinada de solvente a una temperatura fija. Puede expresarse en

unidades de concentración: molaridad, fracción molar, etc.

Si en una disolución no se puede disolver más soluto decimos que la disolución

está saturada.En algunas condiciones la solubilidad se puede sobrepasar de

ese máximo y pasan a denominarse como soluciones sobresaturadas. Por el

contrario si la disolución admite aún más soluto decimos que se

encuentra insaturada.

Solubilidad y Temperatura:

La solubilidad de un soluto en un determinado disolvente principalmente depende de la temperatura. Para muchos sólidos disueltos en el agua líquida, la solubilidad aumenta con la temperatura hasta 100 °C,2 aunque existen casos que presentan un comportamiento inverso. En el agua líquida a altas temperaturas la solubilidad de los solutos iónicos tiende a disminuir debido al cambio de las propiedades y la estructura del agua líquida, el reducir los resultados de la constante dieléctrica de un disolvente menos polar.

Equilibrio de solubilidad:

Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de

relación de equilibrio químico entre los

estados sólido y disuelto de un compuesto

en la saturación.

Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y

las constantes para predecir la solubilidadde sustancias en condiciones

específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que

las constantes lo son menos).

La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un

sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos

iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua.

La mayor parte de las veces, el agua es el disolvente de interés, aunque los

mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.

Curva de solubilidad:

En la Curva de solubilidad el coeficiente de solubilidad representado depende

de la temperatura, de la naturaleza del soluto, de la naturaleza del disolvente y

de la presión. Para el caso de un sólido

disuelto, la influencia de la presión en muy

pequeña. Al elevar la temperatura, el

coeficiente de solubilidad aumenta si el

fenómeno de disolución a temperatura

constante es endotérmico (es el caso más

frecuenta), y disminuye en caso contrario.

Producto de solubilidad:

El producto de solubilidad o producto iónico de un compuesto ionico es el

producto de las concentraciones molares (de equilibrio) de

los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia del coeficiente

estequiométrico en la ecuación de equilibrio:

CmAn ↔ m Cn+ + n Am-

Donde C representa a un catión, A a un anión y m y n son sus respectivos

índices estequiométricos. Por tanto, atendiendo a su definición su producto de

solubilidad se representa como:

Kps = [Cn+]m [Am-]n

Kps:

El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, es decir, cuanto

menor sea su valor menos soluble será el compuesto. También es fácilmente

observable que si aumentamos la concentración de uno de los componentes o

iones (por ejemplo, añadiendo una sustancia que al disociarse produce ese

mismo ion) y alcanzamos de nuevo el equilibrio, la concentración del otro ion se

verá disminuida (lo que se conoce como efecto ion común).

Hay dos formas de expresar la solubilidad de una sustancia: como solubilidad

molar, número de moles de soluto en un litro de una disolución

saturada (mol/L); y como solubilidad, número de gramos de soluto en un litro de

una disolución saturada (g/L). Todo esto ha de calcularse teniendo en cuenta

una temperatura que ha de permanecer constante y que suele ser la indicada

en las condiciones estándar o de laboratorio (P=101 kPa, T=25ºC).

3-MATERIALES Y REACTIVOS:

Piceta Vaso Fiola Agua destilada

Pipeta Propipeta Bureta Erlenmeyer

Probeta Cocinilla bagueta soporte universal

Termómetro Fenolftaleína Ca(OH)2 H2SO4

4-PARTE EXPERIMENTAL:

4.1- VARIACION DE LA SOLUBILIDAD DEL CA(OH)2 CON LA TEMPERATURA:

-Se instaló el soporte universal con la bureta para realizar la titulación.

-En un vaso de 500 mL se agregó aproximadamente 250 mL de solución saturada de Ca(OH)2 .

-Se calentó con la cocinilla hasta los 95ºC.(Se realizó los mismos pasos para las otras temperaturas)

-Se trasvasó una alícuota de 10 mL de la solución de Ca(OH)2 ya calentada con la pipeta a un matraz, para luego titularla. Previamente se agregó 3 gotas de fenolftaleína.

-Luego de agregar fenolftaleína y titular con una solución de H2SO4 0.059 M. Se anotó el volumen gastado. Obtuvimos las concentraciones molares y luego las transformarmos a las unidades gramos de solutos/100 mL de solución.

Se realizó la misma operación para cada una de las temperaturas del siguiente

EXP 1 2 3 4 5 6

T(ºC) 95 85 75 60 40 30

V H2SO4

(mL)3,9 3.2 2.9 2.6 2.4 2.2

WCa(OH)2

(g)0.023 0.019 0.017 0.015 0.014 0.013

S (gsto/100 mL de sol)

0.23 0.19 0.17 0.15 0.14 0.13

-Observamos que a medida que la temperatura disminuye, el volumen empleado de H2SO4

en la titulación también disminuye. Con el volumen empleado, hallaremos el W Ca(OH)2 y con este, la solubilidad.

*Hallamos el W Ca(OH)2: MH2SO4 X VH2SO4 =VH2SO4 X MH2SO4

MCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mL

A 95° CMCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mL

MCa(OH)2=3.9mLx 0.059M/10mL

MCa(OH)2=0.023g

A 85°C

MCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 3.2mL x0.059M/10mL

MCa(OH)2 = 0.019g

A 75° C

MCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mL

MCa(OH)2 = 2.9mLx0.059M/10mL

MCa(OH)2 = 0.017g

A 60° C

MCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 2.6mLx0.059M/10mL

MCa(OH)2 = 0.015g

A 40°C

MCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 2.4mL x 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 0.014g

A 30° CMCa(OH)2 = VH2SO4 x 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 2.2mLx 0.059M/10mLMCa(OH)2 = 0.013g

Hallando Solubilidad Ca(OH)2:

S= WCa(OH)2 x 1010 mL solución x 10

A temperatura 95 CS=0.023 x 10 10 mL solución x 10S=0.23g Ca(OH)2/100 mL H2O

A temperatura 85 C

S= 0.019x 10 10 mL solución x 10

S=0,19 g Ca(OH)2/100 mL H2O

A temperatura 75 CS=0.017x 10 10 mL solución x 10

S=0.17 g Ca(OH)2/100 mL H2O

A temperatura60 CS=0.015x 10

10 mL solución x 10

S= 0.15 g Ca(OH)2/100 mL H2O

A temperatura 40 C

S=0.014x 10

10 mL solución x 10

S= 0.14 g Ca(OH)2/100 mL H2O

A temperatura 30 C

S=0.013x 10

10 mL solución x 10

S=0.13 g Ca(OH)2/100 mL H2O

30 40 60 75 85 950

0.05

0.1

0.15

0.2

0.25

0.130.14

0.150.17

0.19

0.23

Temperatura (Celsius)

g de

sol

uto

por 1

00 m

L de

so

lven

te

Hallando el Kps:

Ca(OH)2 Ca+2 + 2OH –

Kps= [Ca+2][OH –2]

Kps= (s) x (2s)2 = 4s3

S= Kps 1/3

4

A temperatura 95° C

0.23g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps= 7.79 x 10-7

A temperatura 85 °C

0.19g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps=4.39 x 10 -7

A temperatura 75 °C

0.17g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps=3.14 x 10-7

A temperatura 60 °C

0.15g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps= 2.16 x 10-7

A temperatura 40 °C

0.14g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps= 1.76 x 10-7

A temperatura 30 °C

0.13g Ca(OH)2/100 mL H2O= Kps 1/3

4

Kps= 1.41 x 10-7

Grafica del Kps Vs Temperatura

30 40 60 75 85 950123456789

1.41 1.76 2.163.14

4.39

7.79

Temperatura (Celsius)

Kps

X 10

-7

5-CONCLUSIONES:

-Al aumentar la temperatura la solubilidad del Ca(OH)2 también aumenta. Esto se comprueba por el método de titulación; a medida que se aumenta la temperatura se observa que el volumen gastado de H2SO4disminuye, por lo tanto la concentración del Ca(OH)2disminuye.

6. CUESTIONARIO

1:Definir cada uno de los términos y en cada caso dar un ejemplo :

A)SOLUBILIDAD: es una medida de la capacidad de disolverse de una determinada sustancia (soluto) en un determinado medio (solvente). Implícitamente se corresponde con la máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una cantidad determinada de solvente a una temperatura

EJEMPLO: La solubilidad de la sal común (cloruro de sodio) es de 360 g/l en agua a 20ºC.

Este valor indica que en un litro de agua (1000 cc) a 20ºC, la cantidad máxima de cloruro de sodio que se puede disolver es 360 gramos.

B) SOLUCION SATURADA:

Es aquella solución que no disuelve más soluto; es decir la solubilidad de soluto llego a su límite, esta solución se encuentra en un equilibrio dinámico.

EJEMPLO:

una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC.

C)NEUTRALIZACION:

reacción de neutralización es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base produciendo una sal y agua.

EJEMPLO:

Sulfito de Calcio

H2SO3 + Ca (HO)2 → CaSO3 + 2 H2O

2.Cual es función de H2SO4 en la experiencia y por debe ser una solución estandarizada ?

El H2SO4 actúa como sustancia valorante y deben ser estandarizadas antes de su empleo , es decir, su concentración debe ser medida experimentalmente frente a una sustancia que actúa como patrón primario, y no sólo calculada a partir de la masa empleada para la disolución. Esto es necesario porque dichas sustancias no son completamente puras, pueden sufrir alteraciones en el proceso de disolución, o posteriormente durante con el tiempo transcurrido.

3: Para la temperatura de 40C° Y 10ml de solución saturada de Ca(OH)2¿Cuál fue su gasto de H2SO4?, con este dato calcule

A) EL NUMERO DE EQUIVALENTES DE Ca(OH)2

#de equivaneltes –gramo de [Ca(OH)2]= #de equivaneltes –gramo [H2SO4

]#de equivalentes –gramo de [Ca(OH)2]= V H2SO4XN H2SO4

#de equivalentes –gramo de [Ca(OH)2]=10ML X0.1N#de equivalentes –gramo de [Ca(OH)2]=

B) LA SOLUBILIDAD EN g/100ml de sol

#de equivalentes –gramo de [Ca(OH)2]= #de equivalentes –gramo [H2SO4

]

NBxVB=NAxVA

NB x 10ml=0.1x 2.4ml

NB=0.024 N

M Ca(OH)2 = NB /Ө es la concentración en el equilibro

M Ca(OH)2=0.2/2=0.01 M

Ca(OH)2(s) ↔ Ca(ac)+2

+ 2OH(ac)-

Inicio - - Cambio +S +2S DATO:

Equilibrio S 2S Kps = 5.5x10-6

Kps = [S]x[2XS]2 Kps = 4S3X10-6

S= 3√ 5.5 x 10−6

4 =0.01

mol /L

0.01mol Ca(OH)2x74 gdeCa(OH )21molCa(OH )2 =0.74g Ca(OH)2 /LX1L/1000ml=0.074 g

Ca(OH)2 /100ml

C)calcule el Kps a esta temperatura y compare el valor del kps

Ca(OH)2(s) ↔ Ca(ac)+2

+ 2OH(ac)-

Inicio - - Cambio +0.01 +2(0.01)

Equilibrio 0.01 2(0.01)

Kps = [0.01]x[2X0.01]2 Kps = 4.0X10-6

Kps teorico= 5.5x10-6

Kps experimental = 4.0x10-6 tiene un rendimiento de 72%

4: A 25C° se dan los productos de solubilidad (Kps) de las siguientes sustancias

hallamos el Kps del BaF2(s)

BaF2(s) ↔ Ba(ac)+2

+ 2F(ac)-

Inicio - - Cambio +S +2S DATO:

Equilibrio S 2S Kps = 1.7x10-6

Kps = [S]x[2XS]2 Kps = 4S3X10-6

S= 3√ 1.7 x 10−6

4 =7.5x10-3

mol /L

Del mismo modo calculamos para Cu2S y Ag3PO4

compuesto Kps [ ]del catión en la sol. saturada

[ ]del anion en la sol. saturada

S=mol/Lsol

BaF2 1.7X10-6 7.5X10-3 1.5X10-2 7.5X10-3

Cu2S 1.6X10-48 1.6X10-12 7.9X10-13 7.9X10-13

Ag3PO4 1.3X10-20 1.4X10-5 4.7X10-6 4.7X10-6

5. ENUMERE LOS POCIBLE SERRORES DEL EXPERIMENTO

El error de valoración se debe a que no coinciden el punto de equivalencia (momento en que se ha añadido la cantidad de reactivo exactamente equivalente a la de analito) y el punto final (momento en que se da por terminada la valoración porque se ha producido el viraje del indicador).

Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2, se pudo haber extraído un poco de precipitado blanco que había en dicha solución ya que no permitiría una adecuada titulación y por consecuencia determinaríamos una solubilidad errónea.

Al momento de extraer los 10 mL de la solución de Ca(OH)2,puede que no se haya hecho a la temperatura correcta.

BIBLIOGRAFíA

1. Cap. 5: Valoraciones de oxidación-reducción. En: Curso de Análisis farmacéutico: Ensayo del medicamento. Kenneth A. Connors. Editorial Reverté, 1981. ISBN: 8429171134. Pág. 105

2. Principios de química. Richard E. Dickerson. Editorial Reverté, 1992. ISBN: 8429171754. Pág. 57

3. Tema 12: Valoraciones ácido-base. En: Análisis químico cuantitativo. Daniel C Harris. Editorial Reverté, 2007. ISBN: 8429172246. Pág. 224

4. Volumetrías. 5. Aplicaciones de las valoraciones ácido-base. En: Análisis químico. H.

Harris Laitinen, Herbert A. Laitinen. Editorial Reverté, 1982. ISBN: 8429173242. Pág. 113

6. Valoraciones potenciométricas. Fundamentos de química analítica, Volumen 2. Fundamentos de química analítica. Douglas A. Skoog, Donald M. West, F. James Holler. Editorial Reverté, 1997. ISBN: 8429175555. Pág. 432.

ENLACES:

http://es.wikipedia.org/wiki/Solubilidad

http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/concepto-de-solubilidad

http://www.fisicanet.com.ar/quimica/soluciones/ap02_disoluciones_solubilidad.ph