Reporte Reacciones de precipitación y guia de solubilidad

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Universidad de Guanajuato.  

División de Ciencias e Ingenierías

Laboratorio de Química General

Práctica No. 10.

Reacciones de Precipitación y Guía de Solubilidad

Profesora: Andrea Ceja Fernández

Integrantes:

Florián Landa, Guadalupe Sinaí

González Orozco, Kenia

Ruíz Bueno, Ian Daniel

León, Guanajuato, 16 de noviembre del 2018.

Objetivos

El objetivo de esta práctica fue realizar reacciones de precipitación y en el proceso identificarlas, de igual manera seguimos la tabla para saber si en una solución se formaría un sólido y por consecuente un precipitado o si seguiría como solución iónica.

También se buscaba observar cómo se forma un precipitado mediante reacciones de neutralización ácido-base y de desplazamiento, y de igual forma identificar la presencia/ausencia de iones en una disolución acuosa midiendo su capacidad conductora, es decir, que tanto medía corriente eléctrica.

Introducción

Las reacciones de precipitación suceden cuando reacciona compuestos iónicos que son solubles y forman un producto insoluble también llamado precipitado, gracias a las reglas de solubilidad de sólidos iónicos comunes ya que no todas las soluciones acuosas forman precipitados.

Al conocer estas reacciones podemos saber que iones que están presentes en solución, también podemos saber que cationes hay en sales precipitándolos como hidróxidos.

2NaOH(ac)+MgCl2(ac) → 2Na Cl(ac) + Mg(OH)2 (s)

Las reacciones de precipitación es un tipo común de reacción en una disolución acuosa donde se forma un producto insoluble, la fase sólida es una sustancia poco soluble casi por lo común una sal. La fase líquida tiene los iones que producen las disociaciones del sólido, por lo común el disolvente es agua. En las reacciones de precipitación generalmente de precipitan los compuestos ionicos.

La mayoría de las reacciones de precipitación son de desplazamiento simple o doble. Las de doble desplazamiento ocurren cuando dos reactivos iónicos se disocian y se enlazan con el anión o catión de otro reactivo, los iones se remplazan uno al otro basados en sus cargas tanto del catión como del anión.

Reglas de solubilidad.

Se forme o no precipitado, las reglas de solubilidad ayudan a predecir que sólidos se forman y cuales permanecen en solución en forma iónica, si algo es insoluble o soluble según la regla 1, tiene prioridad sobre la siguiente regla.

1. Las sales formadas con cationes del grupo 1 y NH4+ son solubles. Hay algunas excepciones para ciertas sales de litio.

2. Iones acetato (C2H3O2-), nitratos (NO3−), y percloratos (ClO4−) son solubles.

3. Bromuros, Cloruros, y Yoduros, son solubles.

4. Sulfatos (SO4−2) son solubles, con la excepción de los sulfatos formados con los cationes: Ca 2+, Sr 2+ y Ba 2+.

5. Sales de plata, plomo y mercurio (I) son insolubles.

6. Carbonatos (CO32-), fosfatos (PO4−3), sulfuros, óxidos e hidróxidos (OH−) son insolubles. Los sulfuros formados con cationes del grupo 2 y los hidróxidos formados con calcio, estroncio, y bario son excepciones.

Ecuaciones iónicas netas. -

Con base a esta ecuación:

AB (ac) + CD (ac) → AD (ac) + CB (s)

Se debe separar las disolución en sus aniones y cationes.

A+ (ac) + B- (ac) + C+(ac) + D- (ac) → A+ (ac) + D- (ac) + CB (s)

Los iones A+ y D- estan del mismo modo en cada lado de la ecuación los cuales se llaman iones espectadores ya que no tienen cambio alguno como no cambian se pueden eliminar.

C+ (ac) + B- (ac) → CB (s).

Una sustancia que se disuelve en agua por disociación iónica es poco soluble, se puede saber el producto de solubilidad se puede saber gracias a las concentraciones molares de los iones en equilibrio. El producto de las concentraciones molares de los iones constituyentes, cada una elevada a la potencia de su coeficiente estequiométrico en la ecuación de equilibrio. El valor de Kps indica la solubilidad de un compuesto iónico, cuanto menor sea su valor menos soluble será el compuesto en agua.

𝐾𝑝𝑠 = [𝑃𝑏2+][𝐼−]2 La constante de equilibrio para esta solución sería:

𝐾 = ([𝑃𝑏2+][𝐼−]2) /[𝑃𝑏𝐼2]

Puesto que la concentración de un sólido puro es constante, [PbI2] se puede combinar con K para dar:

Kps = K [PbI2] = [Pb2+] [I-]2

Las relaciones que se pueden establecer entre Q y Kps son:

1) Disolución no saturada (no se forma precipitado). Q < Kps: Esta solución está insaturada. Se puede disolver más sólido en ésta hasta el límite descrito por Kps.

2) Disolución sobresaturada (se formará precipitado). Q> Kps: La precipitación se presentará hasta que el producto iónico sea igual a Kps 3) Disolución saturada (sin precipitado). Q = Kps.

3) Disolución saturada (sin precipitado). Q = Kps.

NATURALEZA DE LAS DISOLUCIONES ACUOSAS

Los iones son átomos individuales o agrupaciones de átomos que adquieren una carga eléctrica neta por pérdida o ganancia de electrones. Así, el Mg2+ es un ión cargado positivamente (un catión) que se forma cuando un átomo de Mg pierde dos electrones. El Cl- es un ión cargado negativamente (un anión) que se forma cuando un átomo de Cl gana un electrón.

En los conductores metálicos los electrones son los responsables del transporte de carga eléctrica, en las disoluciones acuosas conductoras de electricidad, los iones son los responsables de este transporte. Sin embargo, algunos solutos en agua se disocian en iones haciendo que la disolución acuosa sea un conductor eléctrico, estos solutos se denominan electrólitos.

Para clasificar el soluto como un no electrolito o uno fuerte o débil:

Si el foco no enciende significa que no hay iones presentes o con una concentración muy baja, si la sustancia no está ionizada y no conduce la corriente eléctrica se denomina no electrolito.

Si el foco se enciende y da luz muy intensa la concentración de los iones es alta, la sustancia que está completamente ionizada en disolución acuosa y cuya disolución es un buen conductor eléctrico se denomina electrolito fuerte.

Si el foco se enciende solo débilmente, significa que la concentración de los iones en la disolución en baja. Una sustancia que está parcialmente ionizada en disolución acuosa, y cuya disolución es un conductor eléctrico, pero no muy bueno se denomina electrolito débil.

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