QUÍMICA II - LABORATORIO N° 4: SALES POCO SOLUBLES

SECCIÓN: T

DOCENTE:

Céspedes Valkarsel Svitlana

ALUMNOS:

Paredes Fernandez Richard 20134539F

CamavilcaChavez Leonel 20131219K

Gutierrez Díaz Lenin 20134564K

Salazar Yantas Kenny 20131231K

Terrones-Ramos-Paul 20147003B

FECHA DE REALIZACION:

17 de MAYO del 2014

FECHA DE PRESENTACION:

23 de MAYO del 2014

INTRODUCCION:

En el transcurso de la especialidad nos encontraremos con una gran variedad de compuestos químicos entre ellas las sales, en este laboratorio aprenderemos a diferenciarlas como también aprender un concepto muy importante que nos ayudara con estas, la cual es la solubilidad, se utiliza tanto para describir fenómenos cualitativos de los procesos de disolución, como también para expresar de manera cuantitativa la concentración de una solución.

OBJETIVO:

Aplicar los criterios de solubilidad, para la separación selectiva de sales pocos solubles que precipitan bajo acción de un reactivo común

Identificar cationes en sustancias naturales e industriales

Estudiar cómo varía la solubilidad en agua de un compuesto puro, con la temperatura.

Relacionar la solubilidad con el equilibrio que se establece entre el soluto disuelto y el soluto sin disolver en el momento de la saturación.

MARCO TEORICO

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 a en una disolución no se pude 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.

El término solubilidad se utiliza tanto para designar al fenómeno cualitativo del proceso

de disolución como para expresar cuantitativamente la concentración de las soluciones. La

solubilidad de una sustancia depende de la naturaleza del disolvente y del soluto, así como de

la temperatura y la presión del sistema, es decir, de la tendencia del sistema a alcanzar el valor

máximo de entropía. Al proceso de interacción entre las moléculas del disolvente y las partículas

del soluto para formar agregados se le llama solvatación y si el solvente es agua, hidratación.

Factores que afectan la solubilidad:

• La temperatura:

En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura; en

los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.

• La presión:

Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de líquidos y

sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry: la solubilidad de un gas en

un líquido es proporcional a la presión del gas sobre la disolución.

• Efecto salino

Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es común con uno

de

los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando por resultado el

aumento de la solubilidad.

Un sólido siempre está en equilibrio con los iones que lo forman.

EFECTO DEL ION COMUN

El efecto del ion común se basa en el producto de solubilidad (Kps) según el cual, para disminuir la solubilidad de una sal se agrega uno de los iones. Al aumentar la concentración de uno de los iones que forman el precipitado, la concentración del otro debe disminuir para que el Kps permanezca constante, a una temperatura determinada. Este efecto es el que permite reducir la solubilidad de muchos precipitados, o para precipitar cuantitativamente un ion, usando exceso de agente precipitante.

Ejm :

Si el acetato de sodio y el ácido acético se disuelven en la misma solución, ambos se disocian y

se ionizan para producir iones acetato. El acetato de sodio es un electrolito fuerte que se

disocia completamente. El ácido acético es un ácido débil por lo que sólo se ioniza

ligeramente. De acuerdo con el Principio de Le Châtelier, la adición de iones acetato de

acetato de sodio suprime la ionización del ácido acético y el cambio de su equilibrio a la

izquierda. Así, el porcentaje de disociación del ácido acético disminuye y el pH de la solución

aumenta. La ionización de un ácido o de una base está limitada por la presencia de su ácido.

NaC2H3O2 (s) → Na (aq) C2H3O2-(aq)

HC2H3O2 (l) ↔ H (aq) C2H3O2-(aq)

Esto disminuirá la concentración de iones de hidrógeno y por lo tanto la solución del ion común

será menos ácida que una solución que sólo contiene ácido acético.

CATIÓN PLATA:

Si una solución contiene disueltas dos sustancias que tienen un ion

en común (por ejemplo cloruro de plata y nitrato de plata), al

calcular el producto iónico (PI), no solo debe considerarse el aporte

de catión plata proveniente del cloruro, sino también el que

proviene del nitrato de plata.

Si el nitrato de plata se agrega a una solución saturada de cloruro

de plata, el incremento provocado en la concentración molar del

catión plata hará que el PI sea mayor que el Kps, por lo tanto,

precipitará algo de cloruro de plata para restablecer el equilibrio. El

efecto del agregado de un ion común es una disminución en la

solubilidad de la sal (cloruro de plata en este caso).

PRINCIPIOS:

Para efectos de evaluación cualitativa muchas veces se aprovechan las solubilidades diferentes de las sales para separarlas

Solubilidad es la facultad o tendencias de una sustancia a mezclarse uniformemente con otra, por ejemplo un sólido en un líquido El grado de solubilidad de los sólidos varia de 1 a 100%. Sin embargo usualmente se le conoce en unidades de mol /l cuando proviene de la constante de producto de solubilidad

Solución saturada a aquella solución que se encuentra en estado de equilibriodinámico con la fase solida correspondiente

Sales solubles:

Sustancias que en medio acuoso se disocia totalmente, como ocurre en ñas sales de carácter iónico (principalmente sales alcalinas y algunas alcalinotérreas)

Sales pocos solubles:

Sustancias que en medio acuoso se disocian parcialmente También se les conoce erróneamente como sales insolubles, pero no existe sal absolutamente insoluble

Producto de solubilidad (Kps):

Esta constante en un caso particular de la constante de equilibrio .Cuando una sal AB es ligeramente soluble se tiene la siguiente expresión:

AxBy =xA+y + yB–x

Kps = [A+y]x[B+x]y

Valencias iónicas de los iones de la sal:x, y

En presencia de iones no comunes debe considerarse las actividades químicas en lugar de las concentraciones.

Muchas sale insolubles son susceptibles de formar complejos solubles .Así que el ion Ag+ , precipita como AgCN pero el exceso de CN- reacciona formando Ag(CN)2- soluble

Otras sales, como Hg2Cl2 se dismutan con facilidad Todas estas propiedades son usables para la separación y/o reconocimiento de iones

Separación e identificación de cationes

De manera general todos los elementos reactivos son convertibles en iones solubles, pueden también precipitarse por reacción con un ion apropiado y luego ser separados para su identificación por reacciones y/o propiedades particulares.

Todos los elementos, excepto los gases nobles y los formadores de aniones F, Cl, Br, I, O, S, Se, Te, N, P, C, Si, B) pueden constituir cationes elementales

De acuerdo a la similitud de sus propiedades de precipitación los cationes pueden clasificarse en cinco grupos

Grupo 1: Forman haluros insolubles, precipitan como HCl

Grupo 2: Sulfuros insolubles en acido diluido, precipitan con H2S

Grupo 3: Sulfuros o hidróxidos insolubles en medio básico, precipitan con H2S y NH4 OH

Grupo 4: Carbonatos insolubles en medio básico, precipitan con (NH4)2CO3

Grupo 5: Cationes solubles no precipitados con los reactivos anteriores

PARTE EXPERIMNTAL

EXPERIMENTO N°1: Catión Ag+ (se utilizara la solución AgNO3 0.1 M)

1. En tubos marcados como A y B añadir 3 gotas de A gNO3 0.1 M en cada tubo, y luego añadir 1 a 2 gotas del HCl 1M

Reacción:

HCl(ac) +Ag(NO3)(ac)AgCl ↓ +HNO3(ac)

Observaciones:Al mezclar nitrato de plata (incoloro) con ácido clorhídrico, observamos que el agua se enturbia formando el precipitado de cloruro de plata que es de color blanco, y si es expuesto a la luz se oscurece.

2. Caliéntalos en baño María durante 5 segundos, luego del cual colóquelos sobre la gradilla para enfriar, reposar y decantar.

Observaciones:Se calienta por pocos segundos para disminuir el tiempo para que se sedimente el cloruro de plata

3. Eliminar la solución liquida, inclinando cuidadosamente el tubo y el exceso de líquido absorber con papel de filtro.

Observaciones:Se elimina la solución acuosa en exceso de ácido clorhídrico y la solución formada de ácido nítrico ya que solo nos enfatizaremos el estudio de la sal de cloruro de plata.

4. Lavar con 3 gotas de agua y desechar el agua del lavado.

Observaciones:Se lava el precipitado con pequeñas gotas de agua destilada para limpiar la sal de los ácidos (HCl , HNO3)

5. Al tuvo marcado con “A” adicionar 12 gotas de agua y calentar por 3 a 5 minutos en baño Maria (agua en ebullición) tratando de disgregar el precipitado con la ayuda de la bagueta Observar si hay disolución.

Observaciones:Se supone que al calentar (elevar la temperatura) en un sistema acuoso la solubilidad aumenta pero al realizar el experimento se observó que era casi insoluble.

6. Al tubo marcado con B agregar 3 gotas de NH4OH 1M y agitar

Reacción:AgCl+ 2NH4OH(ac) Ag[(NH3)2]Cl(ac) + 2H2O

Observaciones:Se agregan 3 gotas de NH4OH para que la solución sea soluble formándose un ion complejo: Ag[(NH3)2]+llamado nitrato de plata amoniacal, ya que elAgCles prácticamente insoluble en agua.

7. Neutralizar la basicidad de la muestra anterior (tubo B) con HNO3 1M.Reacción:

Ag[(NH3)2]Cl(ac) + HNO3 AgCl↓ + 2NH4OH(ac)

Observaciones:Al neutralizar la solución se puede apreciar que el precipitado se forma lo cual nos da a entender que se forma de nuevo el cloruro de plata

Experimento N°2: Catión Hg2+2 (se escribe así porque es un dímero), se utilizaHg2(NO3)2 0.1 M.

PROCEDIMIENTO:

1.- En tubos marcados A y B, añadir 3 gotas de Hg2(NO3)2 0.1 M en cada tubo, y luego añadir 1 a 2 gotas de HCl 1 M.

2.- Caliéntelos en baño María durante 5 segundos, luego del cual colóquelos sobre la gradilla para enfriar, reposar y decantar.

3.- Eliminar la solución líquida, inclinando cuidadosamente el tubo y el exceso de líquido, absorber con papel filtro.

4.- Lavar con 3 gotas de agua, y desechar el agua del lavado.

5.- Al tubo marcado con ‘’A’’ adicionar 12 gotas de agua y calentar por 3 a 5 segundos en baño María (agua en ebullición); tratando de disgregar el precipitado con la ayuda de la bagueta. Observar si hay disolución.

6.- Al tubo marcado con ‘’B’’ agregar 3 gotas de Na4OH 1 M y agitar.

7.- Deposite la muestra del tubo 2A sobre una moneda limpia por 3 minutos, (si es necesario agregar una gota de HNO3) enjuagar y secar con papel filtro.

OBSERVACION:

Se sabe que los compuestos del mercurio son altamente tóxicos, por lo cual se debe evitar desechar al caño lassoluciones residuales que lo contengan. Siendo así; proponga alguna manera de tratamiento de las soluciones residuales. En caso de haber obtenido una sal como solución alternativa, entregue el producto al jefe de práctica para su disposición final.

RESOLUCION:

El ion Hg2+2 contiene mercurio en estado de oxidación +1 y es denominado ion mercurio (I)

al añadir ion cloruro a una disolución de nitrato de mercurio (I) Hg2(NO3)2 se obtiene un precipitado blanco de cloruro de mercurio (I) Hg2Cl2 al igual que ácido nítrico HNO3. Esto dará lugar en el paso 1 mediante la ecuación:

Hg2(NO3)2 (ac) + 2 HCl(ac)→ Hg2Cl2 (s)↓+ 2 HNO3 (ac)

Una forma amarilla del óxido de mercurio (II) HgO se obtiene por precipitación de una solución ácida de cloruro de mercurio (I) Hg2Cl2 al ser tratada con agua que debido al carácter anfótero de esta se comportara como un álcali. Este precipitado no es rojo como suele serlo debido a la diferencia en el tamaño de las partículas.

2 Hg2Cl2 (s)+ 2 H2O (l) + 3O2 (g) → 4HgO2 (s)↓ + 4 HCl(ac)

En el paso 6 al agregar hidróxido de amonio NH4OH al tubo ‘’B’’ se obtiene la siguiente reacción:

Hg2Cl2 (s)+ 2 NH4OH (ac) → Hg(NH2)Cl(s)↓ + NH4Cl (ac) + Hg ↓ + 2H2O

Donde precipitan el mercurio en forma pura y de color negro y el cloruro de mercurio amida Hg(NH2)Cl que es de color blanco.

En el paso 7 al agregar el precipitado de óxido de mercurio

EXPERIMENTO N° 3 : Catión Pb ²⁺ (se utiliza Pb(NO₃)₂ 0.25M

1. En tubos marcados como A y B añadir 3 gotas de Pb(NO₃)₂ 0.25 M en cada tubo, y luego añadir 1 a 2 gotas del HCl 1M

Reacción:

Pb(NO₃)₂(ac)+ 2 HCl(ac)PbCl₂↓ + 2 HNO3(ac)

Observaciones:Al mezclar nitrato de plomo (incoloro) con ácido clorhídrico, observamos que el agua se enturbia formando el precipitado de cloruro de plomo que es de color blanco.

2. Caliéntalos en baño María durante 5 segundos, luego del cual colóquelos sobre la gradilla para enfriar, reposar y decantar.

Observaciones:Se calienta por pocos segundos para ayudar a que se precipite pero no ocurre como en los otros casos.

3. Eliminar la solución liquida, inclinando cuidadosamente el tubo y el exceso de líquido absorber con papel de filtro.

Observaciones:Se elimina la solución acuosa en exceso de ácido clorhídrico y la solución formada de ácido nítrico ya que solo nos enfatizaremos el estudio de la sal de cloruro de plomo.

4. Lavar con 3 gotas de agua y desechar el agua del lavado.

Observaciones:Se lava el precipitado con pequeñas gotas de agua destilada para limpiar la sal de los ácidos (HCl , HNO3)

5. Al tuvo marcado con “A” adicionar 12 gotas de agua y calentar por 3 a 5 minutos en baño Maria (agua en ebullición) tratando de disgregar el precipitado con la ayuda de la bagueta, observar si hay disolución.

Observaciones:

Como el PbCl₂ es mucho más soluble en agua caliente que en agua fría, la mezcla de cloruros precipitados se trata con agua caliente varias veces, de manera que, si hay PbCl2, éste queda en solución en el agua caliente

6. Al tubo marcado con B añadir 1 gota de K₂CrO₄. Dejar enfriar

Observaciones:

El PbCl2 disuelto, se identifica en la solución caliente mediante el agregado de una solución de K₂CrO₄, la que provee los iónes CrO₄⁻²para precipitar el PbCrO₄ de color amarillo.

DATOS Y OBSERVACIONES DEL EXPERIMENTO:

El Pb(NO3)2 después de: reaccionar con HCl es PbCl2, de agregar 12 gotas de agua y calentarla se observó la disminución de la turbulencia lo que nos indica que a mayor temperatura hay mayor solubilidad.

El cloruro de plomo después de reaccionar con el hidróxido de amonio, se observa una reacción total que disuelve toda la muestra, es soluble.

PARTE II: MUESTRA PROBLEMA CATIONES Ag+¿¿,Hg+2,Pb+2

Realizar la marcha según el siguiente diagrama:

CUESTIONARIO:

1. En cada bloque del diagrama, escriba las reacciones que se producen en el experimento.

Ag+¿¿,Hg+2,Pb+2

LIQUIDO SOBRENADANTE

AgCl , PbCl2 , Hg2Cl2

AgCl , Hg2Cl2

PbCr2O7

PbCl2

SolubilizadoEn caliente

Complejo amoniacal De plataAg ¿Cl

Dimerización del Hg

AgCl(s)

2. Realice un gráfico de la solubilidad del PbCl₂ en función de la temperatura.

Hg:

Hg+2+2HCl → HgCl2+H 2

Hg2Cl2+H 2O →2HgO+2HCl+ 12

O2

Hg2C l2+NH 4OH → Hg ( NH 2 ) Cl+NH 4+¿+Cl−¿+2H 2O+Hg ¿¿

HgO+HN O3→ Hg ¿

Pb:

Pb+2+2HCl → PbC l2+H 2

Pb Cl2+2NH 4OH → Pb (OH )2+2NH 4Cl

PbCl2+K2Cr2O7→ PbCr2O7+2KCl

Ag.

Ag+¿+HCl → AgCl ¿

AgCl+2NH 4OH → Ag ¿

Ag ¿

250 270 290 310 330 350 370 3900

0.51

1.52

2.53

3.54

SOLUBILIDAD DEL PbCl₂

Temperatura K

Solu

bilid

ad g

/100

gH2O

3. Para soluciones acuosas de PbCl₂ en HCl, haga un grafico en función de la concentración del HCl. ¿En exceso de HCl que otro compuesto de plomo se forma?

En exceso de HCl el PbCl₂ solido se disuelve para formar iones complejos tales como PbCl₃⁻ y PbCl₄⁻.

4. Si además de los cationes Ag⁺, Pb²⁺ en la mezcla se encontrase el Cr³⁺ ¿precipitara por la adición de suficiente ion Cl⁻?

Ambos iones reaccionan para formar cloruro de cromo (III) CrCl3. (una sal)

Cr3+ + Cl-→ CrCl3

5. Además de HCl, ¿Qué otro reactivo puede usarse para precipitar estos iones?

Generalmente se utilizan los reactivos denominados acido fuerte, que es un ácido que se disocia casi por completo en solución acuosa para ganar electrones (donar protones), de acuerdo con la ecuación:

HA (ac) → H+ (ac) + A- (ac)

6. La concentración del ion Ag⁺ en solución saturada de Ag₂Cr₂O₄ es de 2.2x10⁻⁴ mol/L, calcular el Kps de Ag₂Cr₂O₄.

Ag₂Cr₂O₄ 2 Ag+ + Cr₂O₄ -

2x x

[Ag+]=2x= 2.2x10⁻⁴ mol/L,

[Cr₂O₄ -]=x= 1.1x10⁻⁴ mol/L,

Kps= [Ag+]2 x [Cr₂O₄ -]

Kps=5.324 x 10-12

7. Al agregar HCl a una solución se forma un precipitado. Esto es insoluble tanto en solución de NH₃ como en agua caliente, ¿Qué ion o iones podrían estar presentes en la solución general y que ion o iones podrían estar ausentes en ella?

Sea MNO₃ (M = un metal) Si es insoluble en NH₃ , no puede ser Ag+

Si es insoluble en H₂O, no es Pb+2

Pero como forma un precipitado con el HCl podría ser Hg.

8. Si tanto una solución de HCl como una de H₂SO₄ producen un precipitado sobre una solución determinada, ¿Qué ion o iones es casi seguro que estén presentes y que ion o iones pueden o no estar presentes?Ion que estará presente:H+

Ion que puede estar presente:Cl-, SO4

2-,HSO4-,

9. En función a valores de Kps(buscar en tablas), ordene de mayor a menor la solubilidad del AgCl, Hg₂Cl₂, PbCl₂.

SALES Kps

Cloruro de plata: AgCl Kps = 1,8 x 10⁻¹⁰

Cloruro de mercurio (I):

Hg₂Cl₂ Kps = 1,3 x 10⁻¹⁸

Cloruro de plomo (II):

PbCl₂. Kps = 1,6 x 10⁻⁵

Por lo tanto: PbCl2>AgCl>Hg2Cl2

CONCLUSIONES

Observamos que los el HCl siendo un ácido fuerte es altamente soluble en el agua, y por esta razón el HCl se disocia en iones H⁺ + Cl⁻ reaccionando con sales como AgNO₃ , Hg₂(NO₃)₂ , Pb(NO₃)₂, disueltas en el agua formando nuevos compuestos ( sales precipitados en la reacción).

Observamos que cuando una sustancia supera el límite de solubilidad genera un precipitado, la cual es observada en el fondo del tubo de ensayo.

Al trabajar con sustancias pocos solubles y al añadirles agua, esta disolución se satura rápidamente.

Comprobamos experimentalmente que mientras más pequeña sea su Kps menor será la solubilidad.

La solubilidad de sales aumenta directamente proporcional a la temperatura. Cuando tenemos una solución saturada es porque ya alcanzo el equilibrio dinámico.

Se concluyó que: elHg₂Cl₂ disuelto en H₂0 es poco soluble.

ElPbCl₂ disuelta en H₂0 es soluble. El AgCl disuelto en H₂0 es poco soluble.

RECOMENDACIONES

Usar siempre la indumentaria respectiva durante el desarrollo del laboratorio. Tener precaución de las soluciones ácidas. Evitar desechar al caño las soluciones residuales de mercurio, ya que son

altamente tóxicos. Limpiar adecuadamente los tubos de ensayo para que en el siguiente uso, los iones

libres de la reacción anterior no se incluyan en el experimento actual. Realizar los experimentos respetando el orden de las indicaciones, ya que en caso

contrario podría alterar nuestros resultados.

ANEXOS:

Solubilidad vs Temperatura para varias sales

APLICACIONES:

La solubilidad, es una de las características más importantes de una sustancia. QUIMICO-FARMACEUTICO, es muy importante conocer los límites de solubilidad de cada compuesto, porque para fabricar por ejemplo medicamentos, tienes que conocer, cuanto es el límite que puedes colocar de un soluto determinado en un solvente adecuado, sin que este nos dé problemas de precipitación. Hay productos comerciales, donde se acepta hasta cierto punto, que haya sedimentación, o sea precipitación del soluto, es en el caso de las SUSPENSIONES YA SEA DE TIPO FARMACEUTICO, COSMETICO, ALIMENTICIO, PINTURAS, y que con una agitación de leve a moderada vuelven a su normalidad. Pero en la gran mayoría de casos, se utilizan soluciones, donde el soluto va disuelto en el solvente, y he allí la aplicación del conocimiento de la solubilidad de los compuestos.

A nivel industrial se aplica en la remoción de elementos no deseables en el producto final, pero para esto se necesita saber la cantidad de solvente a utilizar y el número de veces que se ha de efectuar el ciclo de la extracción, ya que no se debe desperdiciar reactivos ni energía.

BIBLIOGRAFÍA

1.-Química, Chang Raymond, McGraw Hill.

2.- Química: la ciencia central, Brown Theodore L., Eugene H. Le May (jr), Bruce E. Bursten, Prentice Hall.