Determinación de La Constante Del Producto de Solubilidad Del Acetato de Plata (1)

DETERMINACIÓN DE LA CONSTANTE DEL PRODUCTO DESOLUBILIDAD DEL ACETATO DE PLATA 1. OBJETIVOS Determinar experimentalmente la constante del producto de solubilidad del acetato de plata. 2. INTRODUCCIÓN: Una disolución saturada de una sal poco soluble en equilibrio con su sólido, la velocidad con que sus iones abandonan el cristal sólido es igual a la velocidad en la que se reintegran al mismo.  Ag  ( AC)  CH 3 COO  (ac) CH 3COOAg(S)  Puesto que la solubilidad de una sola varía con la temperatura, la constante del producto de la solubilidad también depende de la temperatura. En este experimento determinaremos la constantes del producto de solubilidad, “Kps” de acetato de plata: Ag+, que existe en el equilibrio volumétricamente con la solución estándar de tiocianato de potasio, empleando como indicador iones Fe3+ (procedentes de alumbre férrico saturado con HNO3 0.1M), que en el punto final reaccionarán con los iones SCN- dando un color rojo intenso debido a la formación del complejo. 3. MATERIALES Y REACTIVOS 1. Buretas de 50 ml 2. Soporte metálico 3. Agitador de vidrio (varilla) 4. Embudo de vidrio 5. Vasos de precipitación de 100 ml 6. Erlenmeyer de 100 ó 50 ml 7. Probeta de 25 ml 8. Papel filtro 9. Solución de AgNO3 0.2M 10. Solución de CH3COONa 0.3M 11. Solución de KSCN 0.1M 12. Solución de alumbre férrico saturado con HNO3 1M 4. PARTE EXPERIMENTAL 1. Preparar dos soluciones saturadas de acetato de plata: Solución Nº- 01.- Colocar en un vaso de 100 ml unos 20 ml de solución 0.2M de AgNO3 y 15 ml de solución 0.3 de CH3COONa. Solución Nº- 02.- Colocar en un vaso de 100 ml unos 20 ml de solución 0.2M de AgNO3 y 25 ml de solución 0.3 de CH3COONa. Las mediciones deben realizarse con una probeta graduada y con una aproximación de 0.2 ml.   Agitar las soluciones para inducir la precipitación, continuar agitado intermitentemente durante 20 minutos para que se establezca un equilibrio entre el acetato de plata sólido y disuelto.  Filtrar cada solución a través de un papel filtro y embudos secos a un recipiente seco. Los filtrados serán soluciones saturadas de iones de Ag+ y CH3COO-.  Montar dos buretas limpias y secas en un soporte metálico, colocar en una de ellas solución de tiocianato de potasio estándar 0.1M y en la otra, la solución saturada de iones Ag+ y CH3COO-. Número Nº- 1. anotar las lecturas iniciales de la bureta.  Dejar caer en un vaso o matraz erlenmeyer de 100 ml, 20 ml de la solución de acetato de plata saturada, midiendo su volumen con aproximación de 0.1 ml. Añadir 2 ml de solución indicador (alumbre férrico saturado en HNO3 1M).  Dejar caer en la solución saturada gota a gota solución de tiocianato. Observar que se forma un color rojo que desaparece al agitar. Continuar añadiendo gota a gota solución de tiocianato hasta que una gota de un color rojo permanente. Cada vez que adicione solución de tiocianato agite el erlenmeyer. Anote el consumo de KSCN.  El sobrante de solución de acetato de plata saturado Nº-1 regrésala al vaso correspondiente. Enjuague la bureta unas dos veces con agua destilada y unas veces con pequeñas porciones de solución de acetato de plata saturada Nº_2. Llene la bureta con solución de acetato de plata saturada Nº-2. Anote su lectura inicial.  Dejar caer en un vaso o matraz erlenmeyer 20 ml de solución de acetato de plata saturada Nº-2 y proceder de la misma manera que con la anterior 5. RESULTADOS 1. Ecuación de precipitación…………………………… 2. Valoración de la solución Nº-1 CH3COOAg KSCN Lectura inicial de la bureta ……………. ………. Lectura final de la bureta ……………. ………. Volumen utilizado ……………. ………. 3. Valoración de la solución Nº-2 Lectura inicial de la bureta ……………. ………. Lectura final de la bureta ……………. ………. Volumen utilizado ……………. ………. 4. Concentración del ión Ag+ Solución Nº-1 Solución Nº-2 Número de moles ……………. ………. Concentración: mol/L ……………. ……….  5. Cálculo del Kps ……………. ………. 6. Balance de moles Solución Nº-1 Solución Nº-2 - Moles iniciales de C2H3O2 ……………. ………. Moles iniciales de Ag+ ……………. ………. + Moles de Ag precipitados ……………. ………. Moles de C2H3O2- que quedan ……………. ………. Sin reaccionar ……………. ………. Concentración (mol/L) de C2H3O2- ……………. ………. En exceso de la disolución ……………. ………. 6. RESULTADOS 1. Solución Nº- 01 0.3 M 0.2 M CH3COONa AgNO3  CH3COOAg( s )  NaNO3 15 ml 20 ml Volumen de gasto: 26.6ml #eq-g KSCN = #eq-g CH3COO- = #eq-g Ag+ (VGasto KSCN )( N KSCN ) # eq  gCH 3COO  # eq  gAg   0.1eq  g  ( 26.6  10 3 lt )    # eq  gCH3COO  # eq  gAg   lt  26.6  10 eq  g  # eq  gCH3COO  # eq  gAg 3  WCH COO  # eq  gCH 3COO   PeqCH 3COO  3  g  WCH   ( 26.6  10 3 eq  g )(59.044)  3COO  eq  g  WCH COO   0.157g 3 0.157g n  0.00266mol de CH3COO- 59.044g / mol CH COO   0.00266moles / litro  0.00266M 3 -  WAg   # eq  gAg   PeqAg   g  WAg   ( 26.6  10 3 eq  g )(107.868)   eq  g  WAg   0.287g 0.287g n  0.00266mol de Ag+ 107.868g / mol Ag   0.00266moles / litro  0.00266M     Kps  CH 3COO  Ag   7 106 M 2  2. Solución Nº- 02 0.3 M 0.2 M CH3COONa AgNO3  CH3COOAg( s )  NaNO3 25 ml 20 ml Volumen de gasto: 18.7ml #eq-g KSCN = #eq-g CH3COO- = #eq-g Ag+ (VGasto KSCN )( N KSCN ) # eq  gCH 3COO  # eq  gAg   0.1eq  g  (18.7  10 3 lt )    # eq  gCH3COO  # eq  gAg   lt  18.7  103 eq  g  # eq  gCH3COO  # eq  gAg  WCH COO  # eq  gCH 3COO   PeqCH 3COO  3  g  WCH   (18.7  10 3 eq  g )(59.044)  3 COO  eq  g  WCH   0.1104g 3 COO 0.1104g n  0.00187mol de CH3COO- 59.044g / mol CH COO   0.00187moles / litro  0.00187M 3 -  WAg   # eq  gAg   PeqAg   g  WAg   (18.7  10 3 eq  g )(107.868)   eq  g  WAg   0.128g 0.128g n  0.00187mol de Ag+ 107.868g / mol Ag   0.00187moles / litro  0.00187M     Kps  CH 3COO  Ag   3.4  106 M 2 