DETERMINACIÓN DE LA

CONSTANTE DEL PRODUCTO DE

SOLUBILIDAD KPS A

TEMPERATURA AMBIENTE PARA

EL HIDRÓXIDO DE CALCIO.

EFECTO DEL ION COMÚN

Presentado por: Andrés Felipe Murcia

Julián David Valencia

Pablo Rodrigo Tejada

Presentado a: Ing. Susana Montenegro

Universidad del Cauca

RESUMEN

A partir de 3 disoluciones de hidróxido de

calcio, se pretende determinar la

constante solubilidad (Kps) de una sal en

agua pura, adicionalmente usando la

misma disolución, se quiere estudiar el

efecto que provoca adicionar una sal con

un ion común al hidróxido de calcio, a su

vez establecer una comparación con el

valor del Kps a temperatura ambiente del

hidróxido de calcio (5.5 x 10-6), para este

ensayo se usara fenolftaleína como

indicador colorimétrico para poder

determinar el volumen de HCl en cada

titulación y asi poder conocer la

concentración de cada ion (Ca 2+ y OH-).

En la determinación del efecto del ion

común, se hara en dos paso, adicionando

diferentes cantidades de cloruro de clacio

(CaCl2 2H2O) y se establecerá en cuál de

los tres experimentaciones (ver tabla de

datos) se aproximó más al valor del Kps y

con el porcentaje de error cual es la mejor

disolución que se acerca al kps.

OBJETIVOS

Determinar el valor del Kps y

compararlo con el valor teórico

por medio de una disolución

saturada de hidróxido de calcio en

agua pura.

Estudiar el efecto de ion común en

una disolución de hidróxido de

calcio.

INTRODUCCION

El producto de solubilidad o producto

iónico de un compuesto ionico 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: 5yu

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 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).

METODOLOGIA

Parte 1: preparación de soluciones

saturadas

Disolución saturada 1: mezclar 5 g de cal

para blanquear con 100 mL de agua

destilada, agite por 10 minutos y permita

que el exceso de cal se precipite

Disolución saturada 2: mezclar 5 g de cal

para blanquear y 1 g de CaCl2 2H2O con

100 mL de agua destilada, agite por 10

minutos y permita que el exceso de cal se

precipite.

Disolución saturada 3: mezclar 5 g de cal

para blanquear y 3 g de CaCl2 2H2O con

100 mL de agua destilada, agite por 10

minutos y permita que el exceso de cal se

precipite.

Parte 2: Determinacion de la

solubilidad de Ca (OH)2 en agua pura

Filtrar cuidadosamente 30 mL de la

disolución saturada 1, separa 10 mL del

filtrado y adicione 2 gotas de

fenolftaleína, titule con HCl 0,1 N hasta

que la solución se torne incolora, apunte

el volumen de HCl gastado.

Parte 3: Determinación de la

solubilidad del Ca (OH)2 efecto del ion

común

Filtre cuidadosamente 30 mL de la

disolución 2, separe en un Erlenmeyer 10

mL del filtrado y agregue 2 gotas de

fenolftaleína, titule con HCl 0,1 N hasta

que la solución se torne incolora, apunte

el volumen de HCl gastado. Repita este

procedimiento con la disolución

saturada 3.

DATOS

Tabla 1: datos para la preparación y titulación de las soluciones saturadas de hidróxido de calcio.

DisoluciónSaturada

Peso cal (g)

Peso CaCl2

2H2O (g)

mL HCl gastado

1 5,0015 4,62 5,0046 1,0262 3,73 5,0034 3,0339 3,3

CALCULOS Y RESULTADOS

La constante de equilibrio para el hidróxido de calcio, se describe así:

Ca (OH)2 (s) Ca 2+ + 2 OH -

Entonces la constante se define como la concentración de los productos, elevado a su coeficiente estequiometrico, divido los reactivos, siempre y cuando los productos y/o reactivos no sean solidos o liquidos puros.

Kps= [Ca 2+]. [OH -] 2

1. CONCENTRACION DE LA SOLUBILIDAD DEL Ca (OH)2

en agua pura

C1 V1 = C2 V2

0,1 N x 4,6 mL = C2 x 10 mL

Entonces

C2= (0,1 N x 4,6 mL) ÷ 10 mL = 0,046 N

0,046 N de OH -

Luego si [OH] → 2S

S: 0,046 ÷ 2 = 0,023 N

S = [Ca] = 0,023 N

Como ya se había mencionado anteriormente, el Kps es el producto de la concentración de los productos, divido la concentración de los reactivos.

Entonces:

Kps= 0,023 x (0,046)2 = 4,87 x 10-5

El valor teórico reportado en las tablas de Kps, para el hidróxido de calcio, es 5,5 x 10-6

% error: |5,5 x 10 -6 - 4,87 x 10 -5 | x 100%5,5 x 10-6

%e= 785%

2. DETERMINACION DE LA SOLUBILIDAD DEL Ca (OH)2 EN PRESENCIA DE 1 g de CaCl2

2 H2O

C2= (0,1 N x 3,7 mL) ÷ 10 mL = 0,037 N

0,037 N → [OH]

Luego si [OH] → 2S

S: 0,037 ÷ 2 = 0,0185 N

S = [Ca2+] = 0,0185 N

Kps= 0,0185 x (0,037)2

Kps= 2,53 x 10-5

Porcentaje de error

%e: |5,5 x 10 -6 - 2,53 x 10 -5 | x 1005,5 x 10-6

%e = 360

3. DETERMINACION DE LA SOLUBILIDAD DEL Ca (OH)2 EN PRESENCIA DE 3 g de CaCl2

2 H2O

C2= (0,1 N x 3,3 mL) ÷ 10 mL = 0,033 N

0,033 N → [OH-]

Luego si [OH-] → 2S

S: 0,033 ÷ 2 = 0,0165 N

S = [Ca2+] = 0,0165 N

Kps= 0,0165 x (0,033)2

Kps= 1,80 x 10-5

Porcentaje de error

%e: |5,5 x 10 -6 - 2,53 x 10 -5 | x 1005,5 x 10-6

% e= 227 %

ANALISIS DE RESULTADOS

La determinación del valor experimental

del Ca (OH)2, resulta practico, ya que al

comparar los valores del dato

experimental con el teórico, se encuentran

relativamente cerca, sin embargo el

porcentaje de error fue de mas del 100% a

pesar de este error craso, se encontró

relativamente cerca al valor teórico. La

adición de una sal (en este caso el cloruro

de calcio deshidratado) contenga un ión

común con las de la sustancia insoluble

disminuye la solubilidad del mismo. De

esta manera es como la adicion de

diferentes cantidades de cloruro de calcio,

el cual contiene iones calcio, el equilibrio

evoluciona hacia la izquierda

disminuyendo la solubilidad del

precipitado, es de esta amnera que se

explica las grandes disminuciones del

porcentaje de error con cada adicion de

CaCl2 2H2O

También se observa una disminución en

la solubilidad del producto, al aumentar la

concentración del ion común (Ca2+)

también conocido como el principio de le

chatelier, además al aumentar la cantidad

de sal con el ion común, disminuye el

volumen d HCl gastado para las

titulaciones, en consecuencia el valor del

Kps reduce. Además si el Kps preside el

equilibrio en una disolución saturada, si

este equilibrio se modifica por aumento o

disminución de las concentraciones de los

iones, se puede disolver más o menos

sólido hasta recuperar el equilibrio o

puede precipitar la parte disuelta hasta

alcanzar nuevamente el equilibrio.

Adicionalmente es importante tener en

cuenta que la temperatura constante,

también afecta al Kps, ya que su valor a

temperatura ambiente, no será el mismo

que a 30 °C, además la temperatura

también juega un papel importante para la

adición del ion común, ya que si se

mantiene la temperatura constante, la

disolución será completa en pocos

segundos (también aplicada al principio

de Le chatelier).

CONCLUSIONES

Los métodos empleados en el

laboratorio para la determinación

del Kps experimental, son

factibles, y aseguran un resultado

aproximado. No obstante hay que

tener cuidado con las cantidades

medidas ye l volumen de

titulación, pues estos valores,

determinaran las concentraciones

desconocidas de cada ion.

La temperatura y la concentración,

afectan en gran proporción al kps,

puesto que al amuentar o

disminuir la temperatura o

aumentar la concentración en los

iones, la solubilidad de la

disolución es afectada, en

consecuencia el kps experimental,

puede disminuir o aumentar, en

comparación con el valor del kps

en agua pura.

El efecto del ion común, afecta el

valor del Kps, sin embargo al ver

los calculo, y el porcentaje de

error, el efecto del ion común en

el laboratorio, disminuye el error

y hace que se aproxime al valor

teórico del kps.

Es aplicable el principio de Le

chatelier, y esto se demostró al

aumentar la concentración del ion

calcio, el cual afecto el valor del

Kps.

WEBGRAFIA

http://quimica.laguia2000.com/

reacciones-quimicas/constante-del-

producto-de-solubilidad

http://www.uclm.es/profesorado/

pablofernandez/QG-06- equilibrio

%20de%20precipitacion/equilibrio

%20precipitacion.pdf

http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/

correlacion/Info_Promo/Material

%20Complementario/Diapos/

Naturales/

Equilibrios_de_solubilidadNaturales.

pdf

http://www.slideshare.net/

adriandsierraf/tablas-de-constantes-

de-producto-de-solubilidad-kps

Fecha: noviembre 1 de 2013