UNIVERSIDAD NACIONAL AUTONOMA DE MÉXICOFACULTAD DE QUÍMICA Laboratorio Química General II Informe de laboratorio Practicas 12, 13 y 15 Chavez Stephany López Suarez Carlos Practica 12 Solubilidad de sales en agua Practica 13 Equilibrio de solubilidad Objetivos Determinar la solubilidad molar del Cu2+ Llevar a cabo reacciones de precipitación de compuestos de Cu2+ Determinar la expresión de la constante de solubilidad (Kps) Determinar los factores que afectan la solubilidad de un compuesto Resultados Tabla 1. Tabla de solubilidad. KNO 3 KCl KBr KI K 2 SO 4 KOH K 2 CO 3 K 3 PO 4 LiCl NaCl NH 4 Cl CaCl2 X X BaCl2 X X X Cu(NO3) 2 X X X Ni(NO3) 2 X X X AgNO 3 X X X X X Pb(NO3) 2 X X X X X X Resultados practica 13 Tabla 2. Reacciones de precipitación Reacción de precipitación Observaciones CuSO4(ac) + Na2CO3(ac) => 1 + Na2SO4(ac) Se formó un precipitado de color azul y 1 + K4[Fe(CN)6](ac) => 2 + K2CO3(ac) Se formó un precipitado color rojizo- café 2 + NaOH(ac)=> 3 + Na4[Fe(CN6)](ac) Se formó un precipitado color azul 3 + Na2S (ac)=>4 + NaOH (ac) Se formó un precipitado color negro Tabla 3. Precipitados de cobre 1 CuCO 3 3 Cu(OH)2 2 Cu 2 [Fe(CN)6] 4 CuS Tabla 4. Solubilidad molar Cu2+ PP Equilibrio de solubilidad Expresión de la Kps Valor de la Kps Solubilidad Molar Cu 2+ CuCO 3 Cu 2+ + CO 3 <=>CuCO 3 (s) K=[ ][] 1.4x10 -10 1.18x10 --16 Cu 2 [Fe(CN)6] 2Cu 2 +[Fe(CN)6] -4 <=>Cu 2 [Fe(CN)6] (s) [ ] [] 1.3x10 -16 3.191x10 -6 Cu(OH)2 Cu 2+ + 2(OH) - <=> Cu(OH) 2(s) [] [ ] 2.2x10 -20 1.765x10 -7 CuS Cu 2+ + S -2 <=> CuS (s) [ ][ ] 6.3x10 -36 2.51x10 -18 Ejemplo de cálculo de la Solubilidad Para una reacción de precipitación constante de equilibrio se expresa como [ ] [] donde a y b son los coeficientes estequiométricos, tambien se puede expresar como [ ] [] donde S es la solubilidad molar del precipitado En el caso de la solubilidad del Cu2+ en la reacción con [Fe(CN)6] -4 , se soluciona con la ecuación: [] [] , luego se soluciona la raíz cubica: √ Segunda parte. Reacciones del Plomo Primera reacción (Efecto de la temperatura) Pb(NO3) 2(ac) + 2KI (ac) => PbI 2(s) + 2KNO 3(ac) [ ][ ] En la primera reacción se obtuvo un precipitado amarillo de yoduro de plomo. Despues de calentarlo a baño María el precipitado se disolvió y al enfriar se observó cómo se volvía a formar el precipitado Q+ Pb(NO3) 2(ac) + 2KI (ac) => PbI 2(ac) + 2KNO 3(ac) Pb(NO3) 2(ac) + 2KI (ac) => PbI 2(s) + 2KNO 3(ac) + Q Segunda reacción (efecto del ion común) Pb(NO3) 2(ac) + 2NaCl (ac) => PbCl 2 + 2NaNO 3(ac) [ ][ ] En esta reacción se añadió NaCl al nitrato de plomo y se observó la formación de un precipitado color blanco. En otro tubo se añadió un exceso de NaCl y se observó la formación de precipitado pero al agregar más NaCl se observó cómo aumentaba la cantidad de precipitado. Tercera reacción (efecto del pH) Se hizo reaccionar una solución de CuSO4 con NaOH hasta precipitación completa, luego se añadió H2SO4 y se obtuvo una disolución de color azul. CuSO 4(ac) + 2NaOH (ac) => Cu(OH) 2 (s) Na 2 SO 4 (ac) [ ][ ] 2H+ + Cu(OH) 2 (s) => Cu +2 + 2H 2 O (ac) al agregar el ácido se eliminan los OH y el Cu se disuelve. Análisis de resultados En las reacciones de la practica 12 se pudo observar que los compuestos de los metales del grupo 1A son solubles en agua, los halogenuros de Pb 2+ , Ag + son insolubles, los Carbonatos, Fosfatos y Hidróxidos son insolubles, excepto los del grupo 1A y del NH 4 - En las reacciones del cobre se observó la formación de diferentes precipitados de diferentes colores, además se obtuvieron los valores de solubilidad del Cu 2+ para las distintas reacciones, de acuerdo a los valores de Kps. En las reacciones del Pb, se observó que al calentar el precipitado de PbI 2 , este se disolvió pero cuando se dejó enfriar, se volvió a formar el precipitado. En la segunda reacción del Pb, se observó que al agregar más NaCl se formó más precipitado de PbCl 2 , debido al efecto del ion común. En la tercera reacción, se observó la formación del precipitado de Cu(OH) 2 al hacer reaccionar el CuSO 4 con NaOH, pero al agregar H 2 SO 4 , se observó que el cobre se disolvía formando una solución de color azul de CuSO 4 . Conclusiones Las reacciones de precipitación son reacciones de doble sustitución. Los compuestos de metales del grupo 1A son solubles. Los halogenuros del Pb2+ y de Ag+ son insolubles. Los carbonatos, fosfatos e hidróxidos son insolubles, excepto los de metales del grupo 1A y del amonio. Un aumento de temperatura aumentará la solubilidad de un compuesto mientras que una disminución de la temperatura ocasionará una disminución de la solubilidad. Al introducir una sal soluble en una solución de una sal poco soluble, el equilibrio se desplazará hacia la formación de más precipitado. El pH influye en la solubilidad de una sustancia, por ejemplo si se añada acido a una solución de Cu(OH) 2 , el cobre se disolverá más, debido a que el ácido reacciona con los OH del precipitado. Practica 15 Equilibrios redox Objetivos Observar la reacción redox del Vanadato con zinc metálico Determinar la constante de equilibrio de reacciones redox Resultados En la primera reacción el NH4VO3 reaccionó con Zn metálico y ocurrió un cambio de color del amarillo al azul, de esta solución se tomó 1 mL y se transfirió a un tubo de ensayo. 2VO 3 - (aq) + Zn (s) + 8H + (aq) ---> 2VO 2+( aq) + Zn 2+ (aq) +4H 2 O Amarillo Azul V 5+ /V 4+ =1V Zn o /Zn 2+ = 0.77V E°=1V + 0.77V = 1.77V ( ) * + Después, la solución pasó de un color azul a un color verde y se tomó 1 mL de esta solución y se transfirió a un tubo de ensayo. 2VO2 + (aq) + Zn 2+ (aq) +4H + ---> 2V 3 + (aq) + Zn 2+ (aq) + 2H 2 O Azul Verde VO 2+ /V 3+ =0.34V Zn o /Zn 2+ = 0.77V E°= 0.34V + 1.77V = 1.11V ( ) [ ] Luego la solución verde se tornó morada. 2V 3 + (aq) + Zn 2+ (aq) ----> 2V 2 + (aq) + Zn 2+ (aq) Verde Morado V 3+ /V 2+ = -0.26V Zn o /Zn 2+ = 0.77V E°=0.77V – 0.26V = 0.51V ( ) [ ] Despues se agregó KMnO 4 gota por gota a cada una de las 4 soluciones (amarilla, azul, verde y morada) En el tubo con solución azul se dio la siguiente reacción: 6H 2 O (ac) + 5VO 2+ (ac) + MnO 4 - (ac) ===> 12H + (ac) +5VO 3 - (ac) + Mn 2+ (ac) Azul Amarillo V 4+ / V 5+ = -1V MnO 4 - /Mn 2+ = 1.51V E°= 1.51V – 1V = 0.51V n= 5e - * + En el tubo con la solución verde, ocurrieron las siguientes reacciones: 1) H 2 O (ac) + 5V 3+ (ac) + MnO 4 - (ac) ===> 2H + (ac) +5VO 2+ (ac) + Mn 2+ (ac) Verde Azul V 3+ /VO 2+ = -0.34V MnO 4 - /Mn 2+ = 1.51V E° 1.51V – 0.34V = 1.17V n= 5e - * + 2) 6H 2 O (ac) + 5VO 2+ (ac) + MnO 4 - (ac) ===> 12H + (ac) +5VO 3 - (ac) + Mn 2+ (ac) Azul Amarillo En el tubo con solución morada se dieron las reacciones: 1) 5V 2+ (ac) + MnO 4 - (ac) + 8H + (ac) ===> 4H 2 O (ac) + 5V 3+ (ac) + Mn 2+ (ac) Morado Verde V 2+ /V 3+ = -0.26V MnO 4 - /Mn 2+ = 1.51V E°=1.51-0.26= 1.25V n= 5e - * + 2) H 2 O (ac) + 5V 3+ (ac) + MnO 4 - (ac) ===> 2H + (ac) +5VO 2+ (ac) + Mn 2+ (ac) Verde Azul 3) 6H 2 O (ac) + 5VO 2+ (ac) + MnO 4 - (ac) ===> 12H + (ac) +5VO 3 - (ac) + Mn 2+ (ac) Azul Amarillo Se pudo apreciar que al agregar KMnO 4 a las soluciones, hubo cambios de color pasando del morado al verde, del verde al azul y del azul al amarillo, lo que evidencia la oxidación de cada compuesto hasta el NH 4 VO 3 . Análisis de resultados Se observa que las constantes de equilibrio para todas las reacciones son demasiado grandes, por lo que estas reacciones más factibles a que ocurran. Las reacciones se pudieron evidenciar debido a los cambios de color de los iones del Vanadio. Se pudo observar que al añadir un exceso de Zn al VO 3+ en medio ácido se puede ver la reducción de los iones de Vanadio. Conclusiones Una K mayor a 1 indica que la reacción se desplaza hacia la derecha. Un valor positivo en el Potencial total indica que la reacción es factible a que ocurra. Al agregar KMnO 4 a las soluciones morada, verde y azul se observa la oxidación de estas hasta formar VO 3+