LME2 - Informe 3 Electrolito Poco Soluble

Universidad Nacional Autónoma de México “Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán”

Química Industrial

Laboratorio de Metodología Experimental 2

Grupo: 2251-A

Informe de Trabajo Proyecto 1: Equilibrio Químico

Problema 3: Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble.

EQUIPO 3 Espinoza García Xóchitl Anaid Sánchez García Diana Laura Vázquez Mejía Víctor Jesús

Prof.: Patricia Becerra A Fecha de Entrega ______________________________

PROYECTO 1. EQUILIBRIO QUÍMICO

3.- ESTUDIO EXPERIMENTAL DEL DEZPLAZAMIENTO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO DE DISOLUCIÓN DE UN ELECTROLITO POCO SOLUBLE.

PROBLEMA 3 Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble.

OBJETIVO GENERAL Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico de disolución de un electrolito poco soluble y algunos factores que lo modifican.

OBJETIVOS PARTICULARES a) Preparar disoluciones molares con base en las propiedades de los reactivos. b) Escribir y balancear la ecuación química del sistema. c) Describir las propiedades fisicoquímicas de los componentes del sistema. d) Describir el sistema química y fisicoquímicamente. e) Establecer la ley de acción de masas para el sistema y determinar la solubilidad molar para electrolitos pocos solubles. f) Estudiar experimentalmente el desplazamiento del Equilibrio Químico del electrolito poco soluble en función de la cantidad de disolvente. g) Estudiar experimentalmente el desplazamiento del Equilibrio Químico del electrolito poco soluble en función de la cantidad de disolvente y la temperatura. h) Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico del electrolito poco soluble en función del ion salino o diverso i) Estudiar experimentalmente el desplazamiento del equilibrio químico del electrolito poco soluble en función del ion común j) Analizar el desplazamiento del equilibrio químico, con base en la estequiometria, la constante de equilibrio y el principio de Le Chatelier.

INTRODUCCIÓN Un electrolito débil es una sustancia que al disolverse en agua, produce iones parciales, con reacciones de tipo reversibles. Los electrolitos débiles o sales poco solubles o insolubles, son aquellos que se disuelven menos del 5%. Estrictamente hablando no existen sales insolubles porque aun en el peor de los casos siempre hay una cantidad, lo que ocurre es que enseguida se saturan y se llega a un equilibrio en que los iones disueltos vuelven a unirse para formar la sal. 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 su respectivo índice estequiométrico. 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 y alcanzamos de nuevo equilibrio. El estado de equilibrio de solubilidad, la concentración del otro ion se verá disminuida debido al efecto ion común (efecto de acción de masa). 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).

Una Solución (sn) saturada es la cual posee la máxima cantidad de soluto (st) que el solvente (sv) puede disolver. Esta propiedad varia según la temperatura de esta sn, si esta aumenta la capacidad de solvatación del sv aumentara y de este modo se podrá agregar mayor cantidad de st. En caso contrario podemos decir que si bajamos la temperatura de la sn saturada, el sv perderá poder de solvatación y provocara una precipitación en la sn hacia el fondo del recipiente. Entonces podemos decir que el poder o capacidad de solvatación de un sv es directamente proporcional a la temperatura. Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio. Estos cambios en los sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció: si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de equilibrio. Cambios de concentración. Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y conseguir un nuevo estado de equilibrio. Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada. Cambios en el volumen y la presión. Un sistema en equilibrio a temperatura constante en el que se reduce el volumen origina un aumento en la presión total, de tal forma que el equilibrio se desplazará en el sentido que disminuya la presión ejercida por las moléculas, es decir, donde haya menor número de moles gaseosos. Los cambios de presión no afectan a los líquidos ni a los sólidos por ser prácticamente incompresibles. Si se produce el cambio contrario, un aumento en el volumen, la presión disminuye, entonces la reacción se desplaza hacia donde exista mayor número de moles gaseosos. En un sistema con igual número de moles gas en reactivos y productos, un cambio de presión no afecta la posición del equilibrio. Cambios en la temperatura. Los cambios de concentración, presión y volumen sólo alteran la posición del equilibrio y no el valor de la constante de equilibrio como sucede con los cambios de temperatura. Hay que recordar que para cada temperatura la Keq tiene un determinado valor. Para saber cómo afecta la temperatura a un sistema en equilibrio, es necesario tomar en cuenta los cambios de entalpía. Una reacción endotérmica requiere

energía para llevarse a cabo, por lo que se puede considerar como un reactivo, un incremento en la temperatura es como si se adicionara dicho reactivo, por lo tanto, el sistema se desplaza hacia los productos. Una reacción reversible, si en un sentido es endotérmica en el sentido contrario es exotérmica con un cambio de entalpía exactamente igual pero con signo contrario. Así, un aumento en la temperatura beneficia a la reacción endotérmica, mientras que la reacción exotérmica se favorece con la disminución. En

muchas ocasiones hay que disolver una sustancia en un medio que ya contiene otras sustancias disueltas. Si en el medio existe algún ion de los que intervienen en el equilibrio de solubilidad de la sustancia que se quiere disolver, su solubilidad se verá alterada. Es lo que se llama efecto del ion común.

También ocurre el efecto del ion común cuando a una disolución que se encuentra en el límite de saturación de una sustancia poco soluble, sin que todavía haya aparecido precipitado, se le añade una sustancia soluble que origina un ion común con la sustancia anterior. El equilibrio de solubilidad se desplaza en el sentido de disminuir la concentración del ion común, produciéndose un precipitado de la sal poco soluble. Por ejemplo si a una disolución de sulfato de bario (muy poco soluble) que se encuentra en el límite de saturación se le añade Na 2SO4 o BaCl2 , sólidos o en disolución, se produce un precipitado de BaSO 4 (s), ya que al aumentar la concentración de SO4-2 o Ba+2 (iones comunes), el equilibrio de solubilidad se desplaza en el sentido de formación de precipitado. Por supuesto, si ya hubiese precipitado de BaSO4 se observaría que su cantidad aumentaba. En resumen, por efecto de ión común disminuye la solubilidad de las sustancias. El efecto salino tiene lugar cuando el electrolito aporta iones diferentes (heteroiones), a los que intervienen en el equilibrio de precipitación. Actúan sobre la actividad de éstos y afectan también al valor del producto de solubilidad. La solubilidad crece con la concentración, así como con la carga del electrolito inerte. Como sucede con todas las constantes, tambien el Kps, se define según la actividad de los iones en la disolución, estas actividades serán diferentes dependiendo de la fuerza iónica existente en el medio. Su influencia se puede estudiar de igual manera que se hace con los equilibrios ácido-base.

Factores que desplazan el equilibrio Keq1 = Keq2 FACTOR

MODIFICACIÓN

DESPLAZAMIENTO ≠

Agregar Reactivo

Agregar Producto

P

R

CONCENTRACI ÓN

= Eliminar Reactivo

R

Eliminar Producto

Endo ∆H= +

P

↑Temperatu ra ↓Temperatu ra

P

R

TEMPERATURA

≠ Exo ∆H= -

↑ Presión

↑Temperatu ra

R

↓Temperatu ra

P

↓Volumen

Hacia el menor # de moles (g)

↑ Volumen

Hacia el mayor # moles (g)

PRESIÓN (GAS)

= ↓ Presión

Acelerar (+) CATALIZADOR

NO SE MODIFICA Reducir (-)

=

Vol, Disolvente (ml H2O) 50 100 150 200

Tipo de Disolución Sobresaturada Sobresaturada Sobresaturada Saturada

Resultados Experimentales Tabla 1.- Resultados experimentales, tipo de disolución al variar el volumen

BIBLIOGRAFIA

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Atkins, TW. Química General, 3 ed., Omega, México, 1992

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Brown Theodore, Química: La ciencia central, 9 ed., Pearson Educación, México, 2004

-

Chang Raymond, Química, 7 ed., McGraw Hill, México, 2002.