séptimo laboratorio de quimica general

1. FACULTAD DE INGENIERIA PETROLEO GAS NATURAL Y
PETROQUIMICA
Séptimo Laboratorio deQuímica General
PQ-111
Prof: Garay Sifuentes, Juan de Dios
Equilibrio químico de sales poco solubles
Producto de Solubilidad
Integrantes:
 Ñaupas Manza Edith
 Chuquiyauri León Enrique Brayan
 Huaypar Sotelo Jorge

2. OBJETIVOS
 Determinar la solubilidad y el producto de solubilidad.
 Apreciar experimentalmente el significado de la constante de equilibrio.
 Observar los efectos en el valor de las constantes al cambiar la composición de
las sustancias.
 Conocer el efecto del ion común.
INTRODUCCION
Equilibrios de solubilidad
En los temas anteriores has visto casi exclusivamente sistemas gaseosos en
equilibrio, en los que todas las sustancias se encontraban en estado gaseoso a la
temperatura de trabajo, como era el caso de la síntesis del amoniaco. En la unidad
siguiente verás las reacciones entre ácidos y bases, con todas las sustancias en
disolución acuosa.
Si todos los reactivos y productos están en el mismo estado físico, el equilibrio es
homogéneo, pero si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el
equilibrio es heterogéneo.
Son ejemplos de este último tipo los equilibrios entre sustancias sólidas y gaseosas:
C (s) + O2 (g) ↔ CO2 (g)
o entre una disolución saturada y su precipitado:
BaSO4 (s) ↔ Ba2+ (aq) + SO42- (aq)
Éste es el caso que vas a ver en este tema, en el que
analizarás la solubilidad de compuestos iónicos poco
solubles, por un lado, y la formación de precipitados
de compuestos iónicos poco solubles, por otro.
En la imagen puedes ver precipitados de colores
característicos en tubos de ensayo: blancos, grises,
azules, negros o rojizos. Estos colores permiten

3. identificar los iones que había en disolución; por ejemplo, el precipitado azulado del
tubo 4 será muy probablemente hidróxido de cobre (II), que tiene ese color.
Los equilibrios de solubilidad tienen gran importancia en Química. Permiten resolver
problemas como la recuperación de sustancias muy caras que están en disolución,
como el ion Ag+, o la detección y eliminación de las disoluciones de iones tóxicos
para los organismos vivos. Otros procesos relacionados con equilibrios de
solubilidad son la formación de cavernas de piedra caliza, el ablandamiento del agua
dura, la formación de cálculos renales o las caries dentales, como verás en este
tema.
Producto iónico y solubilidad
De forma similar a como viste en los gases, se define el producto iónico, Q, como
el producto de las concentraciones de los iones presentes en una disolución dada,
elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos.
Esta expresión del producto iónico Q, es igual a la de la constante de solubilidad, Ks,
pero con las concentraciones que hay en un instante concreto, no necesariamente
en el estado equilibrio.
Por tanto, comparando los valores de Q y Ks podrás predecir el comportamiento de
la disolución: si está en equilibrio, si se puede disolver más sustancia, etc.
Q < Ks La disolución no está saturada y puede disolverse más sólido: es la
condición necesaria para que una sal se disuelva.
Q = Ks La disolución está saturada: el sistema está en equilibrio y no se puede
disolver más sal.
Q > Ks La disolución está sobresaturada y el exceso de sal disuelta formará
sólido hasta que Q = Ks. Es la condición necesaria para que una
sustancia precipite.

4. EXPERIENCIAS
1° EXPERIMENTO (condiciones para la precipitación)
a) materiales a usar
a) 4 tubos de ensayo
b) 2ml de BaCl2
c) 2ml de Na2SO4
d) 2ml de NaNO3
e) 2ml de NaCl
f) Pipeta con pro pipeta
b) procedimiento experimental y observaciones
i. Mezclar en un tubo de ensayo 2ml de c/u de las soluciones saturadas de BaCl2 y
Na2SO4 y observar que sucede.
Sea nuestra reacción:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4(s) + 2NaCl
Obs: En esta reacción se observó que se formó un precipitado, donde dicho
precipitado fue de un tono blanco lechoso.
ii. Repetir el experimento con 2ml de solución saturada de NaNO3 y NaCl y observar
que sucede.
Sea nuestra reacción:
NaNO3 + NaCl → NaCl + NaNO3

5. Obs: En esta reacción se observó que no se forma ningún precipitado.
iii. Luego explique brevemente en qué condiciones se produce una precipitación.
La precipitación ocurre cuando QPS (Producto iónico de solubilidad, que se calcula
igual que la expresión de la constante de equilibrio, pero con concentraciones
iniciales), es mayor que KPS (Constante de producto de solubilidad, que se calcula
igual que la expresión d la constante de equilibrio), en resumen la solución debe
estar sobresaturada para que ocurra una precipitación o sea cuando QPS > KPS.
2° EXPERIMENTO(determinación de la solubilidad y producto de solubilidad)
a) materiales a usar
a) Probeta de 50ml
b) KI (0.1M) 40ml
d) Pb (NO3)2 (0.1M)
h) termómetro
i) Erlenmeyer

6. b) procedimiento experimental
i. Usando la probeta, agregue 40ml de solución de KI 0.1M a un Erlenmeyer.
ii. Titular, con una solución 0.1M de Pb (NO3) agitando cuidadosamente hasta la
aparición de un color amarillo tenue o de cristales brillantes separados y
pequeños.
iii. Lo anterior constituye el punto final de una titulación y aproximadamente
corresponde a la solución saturada de PbI2.
iv. Mida la temperatura de la solución saturada
c) tabla de datos
De nuestra reacción:
KI + Pb (NO3)2 → PbI2 + KNO3
Volumen de KI 40ml
[KI] 0.1M
Volumen de Pb(NO3)2 Gasto = 16ml
[Pb(NO3)2] 0.1M
Volumen de solución saturada
de PbI2
40ml + gasto(16ml) = 56ml
[I-] promedio 0.0714M
[Pb2+] promedio 0.0286M
Producto de solubilidad (KPS) (KPS) = [Pb2+][I-]2
d) cálculos y resultados
Determinamos (KPS), de la siguiente ecuación iónica, donde se produce el precipitado de
PbI2
PbI2(s) → Pb2+ + 2I-
 KPS = [Pb2+][I-]2
 KPS = (0.0286)(0.0714)2
 KPS = (1.458)10-4
Luego para hallar la solubilidad del PbI2(s), denotado por “s”, lo hacemos a partir de KPS

7.  PbI2(s) → Pb2+ + 2I-
Inicio: Co 0 0
Solubilidad: s s 2s
Equilibrio: (Co-s) s 2s
 KPS = [Pb2+][I-]2 = (s)(2s)2
 KPS = 4s3
 S = √
Kps
4
3
 Luego reemplazando el valor de KPS, tenemos:
 S = √
Kps
4
3
= √
0.0001458
4
3
=
 S = 0.033M
e) recomendaciones
 Utilizar la cantidad necesaria de sales.
 Observar detenidamente la formación del precipitado y si es necesario utilizando
un papel blanco.
 Limpiar muy bien la bureta y el Erlenmeyer para evitar contaminaciones.
 Ser muy atentos en la formación de cristales
f) conclusiones
 Se comprobara si la reacción es exotérmica o endotérmica.
 Es muy importante conocer como calcular el Kps que nos ayudara a desarrollar
más nuestros conocimientos.
 Se verá n algunos cristales amarillos que precipitan que según la reacción
química son cristales de PbI2.

8. 3° EXPERIMENTO(Equilibrio químico)
a) materiales a usar
a) 4 tubos de ensayo
b) Un vaso de precipitado
d) Pipeta con pro pipeta
h) 6ml de FeCl3
i) 6ml de KSCN

9. b) procedimiento experimental
v. Poner en un vaso de precipitado 50ml de agua destilada y añadir 6ml de FeCl3 y
KSCN, luego trasladar en partes iguales la solución que tiene coloración roja a 3
tubos de ensayo
vi. Añadir a uno de los tubos 2ml de solución de FeCl3
vii. Añadir a un tercer tubo un poco de KCl sólido y agitar vigorosamente.
viii. Comparar los colores de todos los tubos de ensayo
c) cálculos y resultados
Sea nuestra reacción
FeCl3 + 3KSCN → Fe (SCN)3 + 3KCl
Aplicamos las siguientes formulas:
PbI2 → Pb⁺² + 2I⁻
 Kp = [Pb⁺²][I⁻]2

10.  Keq =
[Pb⁺²][I⁻]2
[PbI2]
 Keq =
[Pb⁺²][I⁻]2
[PbI2]
=
4S3(↓)
[PbI2]
FeCl3 + 3KSCN → Fe (SCN)3 + 3KCl
Complejo rojo tiocianato férrico
Equilibrio de descomposición
Fe (SCN)3 ↔ Fe+3 + 3SCN- Equilibrio iónico
Kdisociación25°C: se conoce
①Adicionar 2ml de FeCl3 a uno de los tubos. (Desplazamiento hacia la derecha)
②Adicionar KCl(s) en otro tubo hasta que se decolore. (Desplazamiento hacia la
izquierda)
d) recomendaciones
 Observar con mucho cuidado los volúmenes a usarse.
 A la hora de agitar los tubos de ensayo hacerlo cuidadosamente evitando
derramar solución.
 Observar detenidamente la coloración de los tubos de ensayo.
e) conclusiones
 Se comprobara el famoso principio de Le Chatelier que nos indica que si un
sistema químico que en principio esté en equilibrio experimenta un cambio en

11. la concentración, en la temperatura, en el volumen o en la presión parcial, variará
para contrarrestar ese cambio.
 Se comprobara que si aumentamos la concentración de FeCl3 la reacción se
desplazara hacia la derecha, y por lo tanto se generaran más productos.
Preguntas de la guía
1. Muestre los cálculos
para el producto de solubilidad
Con algunos ejemplos mostramos
como se calcula “KPS”

12. 2. Si la solución de KI se titulara con un exceso de Pb (No3)2. ¿Cuál sería el error
(positivo o negativo) en la constante de solubilidad?
KI + (↑ incremento)Pb(NO3)2 → PbI2 + KNO3
Un incremento de Pb (NO3)2 significa un incremento de los iones Pb⁻, por ello:
PbI2 → (↑ incremento)Pb⁺² + 2I⁻
Basándonos en la fórmula para calcular el producto de solubilidad:
Kp = [(↑ incremento)Pb⁺²][I⁻]2
Por lo que variará incrementándose, generando un error positivo.
3. Escriba la ecuación para la Keq termodinámica para la solución dl PbI2 sólido.

13. Keq =
[Pb⁺²][I⁻]2
[PbI2]
4. A temperatura constante la solubilidad del PbI2 disminuye en presencia de un
exceso de KI. Indique si la Keq disminuye, aumenta o permanece constante.
PbI2 → Pb⁺² + 2I⁻
Recordemos que la solubilidad guarda cierta relación con la constante de producto
de solubilidad.
S = √
Kps
mm. nn
m+n
Dicen que la solubilidad disminuye y los iones I⁻ aumentan. De la relación anterior
obtenemos la siguiente relación:
4S3(↓) = Kps = [Pb⁺²][I⁻(↑)]2
Pero observamos la fórmula del Keq
Keq =
[Pb⁺²][I⁻]2
[PbI2]
=
4S3(↓)
[PbI2]
Finalmente deducimos que el Keq disminuirá.

14. Bibliografía
 http://www.definicionabc.com/ciencia/velocidad-de-reaccion.php
 http://www.deciencias.net/simulaciones/quimica/reacciones/concentra.htm
 http://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacci%C3%B3n
 https://www.google.com/imghp?hl=es-419&gws_rd=ssl