Este documento presenta el procedimiento experimental para determinar la constante de producto de solubilidad (Kps) de una reacción. Se utilizaron soluciones de Pb(NO3)2 a diferentes concentraciones y una solución de NaCl. Se midieron volúmenes y se calcularon concentraciones de iones para determinar el Kps. Los resultados mostraron que se pudo calcular el Kps experimentalmente y que la temperatura afecta la solubilidad de una solución.

1. Universidad Nacional Autónoma de Honduras
En el Valle de Sula.
Estudiante: ____________________________________________________ Manuel Orlando Cerrato.
Cuenta:_____________________________________________________________________ 20112003194.
Asignatura: ___________________________________________ Laboratorio de Quimia General 2.
Código:____________________________________________________________________________ LQI-113
Docente: _________________________________________________________ Lic. Francisco Vallecillo
Tema: ____________________________________________Constante de Producto de Solubilidad.
Lugar: _________________________________________________________ UNAH-VS, San Pedro Sula.
Fecha:________________________________________________________________ 9 de Marzo de 2013.

2. Sumario
Objetivo General
 Determinar experimentalmente el Kps para una reacción especifica Evaluar el
Valor de la constante cuando se varía la concentración de la sustancia.
Resumen de Procedimiento Experimental
Equipo especial:
 2 Elermeyers
 1 Pipeta aforada a 25 ml
 1 Bureta graduada
Materiales:
 Solución de NaCl a 0.2M
 Solución de Pb(NO3)2 a 0.5 M
 Solución de Pb(NO3)2 0.25M
Conclusiones Generales
 Se logro determinar mediante el experimento el valor de Kps.

3. Objetivo Específicos
 Lograr calcular el Kps de una solución mediante el procedimiento
experimental.
 Ver el efecto que tiene la temperatura en la solubilidad de la solución.
 Aplicar todo el conocimiento teórico en el experimento.

4. Producto de solubilidad
El producto de solubilidad o producto iónico de un compuesto iónico 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
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).

5. Kps de sustancias comunes
Compuesto Fórmula Temperatura Kps
Fuente
(leyenda más
abajo)
Hidróxido de aluminio
anhidro
Al(OH)3 20 °C 1.9×10–33 L
Hidróxido de aluminio
anhidro
Al(OH)3 25 °C 3×10–34 w1
Hidróxido de aluminio
trihidrato
Al(OH)3.3H2O 20 °C 4×10–13 C
Hidróxido de aluminio
trihidrato
Al(OH)3.3H2O 25 °C 3.7×10–13 C
Fosfato de aluminio AlPO4 25 °C
9.84×10–
21
w1
Bromato de bario Ba(BrO3)2 25 °C 2.43×10–4 w1
Carbonato de bario BaCO3 16 °C 7×10–9 C, L
Carbonato de bario BaCO3 25 °C 8.1×10–9 C, L
Cromato de bario BaCrO4 28 °C 2.4×10–10 C, L
Fluoruro de bario BaF2 25.8 °C 1.73×10–6 C, L
Iodato de bario dihidrato Ba(IO3)2.2H2O 25 °C 6.5×10–10 C, L
Oxalato de bario dihidrato BaC2O4.2H2O 18 °C 1.2×10–7 C, L
Sulfato de bario BaSO4 18 °C
0.87×10–
10
C, L
Sulfato de bario BaSO4 25 °C
1.08×10–
10
C, L

6. Sulfato de bario BaSO4 50 °C
1.98×10–
10
C, L
Hidróxido de berilio Be(OH)2 25 °C
6.92×10–
22
w1
Carbonato de cadmio CdCO3 25 °C 1.0×10–12 w1
Hidróxido de cadmio Cd(OH)2 25 °C 7.2×10–15 w1
Oxalato de cadmio
trihidrato
C d. C.2O4.3H2O 18 °C 1.53×10–8 C, L
Fosfato de cadmio Cd3(PO4)2 25 °C
2.53×10–
33
w1
Sulfuro de cadmio CdS 18 °C 3.6×10–29 C, L
Carbonato de calcio calcita CaCO3 15 °C 0.99×10–8 C, L
Carbonato de calcio calcita CaCO3 25 °C 0.87×10–8 C, L
Carbonato de calcio calcita CaCO3 18-25 °C 4.8×10–9 P
Cromato de calcio CaCrO4 18 °C 2.3×10–2 L
Fluoruro de calcio CaF2 18 °C 3.4×10–11 C, L
Fluoruro de calcio CaF2 25 °C
3.95×10–
11
C, L
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 18 °C-25 °C 8×10–6 P
Hidróxido de calcio Ca(OH)2 25 °C 5.02×10–6 w1
Iodato de calcio
hexahidrato
Ca(IO3)2.6H2O 18 °C 6.44×10–7 L
Oxalato de calcio
monohidrato
CaC2O4 18 °C 1.78×10–9 C, L
Oxalato de calcio CaC2O4 25 °C 2.57×10–9 C, L

7. monohidrato
Fosfato de calcio Ca3(PO4)2 25 °C
2.07×10–
33
w1
Sulfato de calcio CaSO4 10 °C 6.1×10–5 C, L

8. Proceimiento Experimental
 Rotulan y se marcan 2 erlenmeyers con los números 1 y 2.
 Con la pipeta aforada se colocan 25 ml de una solución de Pb(NO3)2 0.5 M en el
erlenmeyer N. 1
 Con la pipeta aforada se colocan 25 ml de solución Pb(NO3)2 0.25 M en el
erlenmeyer N. 2
 Se llena hasta el 0 la bureta con la solución de NaCL teniendo en cuanta las
precauciones relativas al manejo de buretas la cuales pueden solicitarle al
profesor o monitor.
 A la solución en el erlenmeyer N. 1 se le añade gota a gota con agitación
permanente solución de NACL y se hacen observaciones cada vez que se garan
añadido, para determinar el momento de aparición de una turbidez
permanente a pequeñísimas particular de precipitado.
 Tan pronto se note la turbidez permanente o las partículas se suspende la
adición de NaCl se anota en la tabla de datos el volumen de solución de NaCl
añadido (Según lectura de la bureta).
 Se mide la temperatura de la solución.
 Se repiten los pasos 4 a 7 con la solución N.2.
 A cada mezcla en los erlenmeyers se determina el volumen total de la mezcla
Vt=V1 + V2 (II) donde V1= Volumen de solución en ml de Pb(NO3)2. V2= Volumen
de NaCl en ml tomado de la bureta.
 A cada mezcla en los erlenmeyers se le calcula la concentración de Pb+
concentrado de Cl-.
 Para cada mezcla en los erlenmeyers se efectúa el cálculo de Kps con la
ecuación (I) y se anota el valor en la tabla de resultados erlenmeyers.

9. Resultados
Soluciones Concentración Volumen Temperatura
NaCl 0.2 M -- --
Pb(NO3)2 0.5 M 11.3 ml 28°
Pb(NO3)2 0.25 M 8.6 ml 29°

10. Conclusiones
 Se logro calcular Kps apoyándose con el procedimiento experimental.
 Se logro observar que la temperatura de una solución interfiere en la
solubilidad de esta.
 Mediante el conocimiento teorico se logro llevar a cabo el experimento y
obtener los datos necesarios.