Química Analítica II

REPORTE:

SOLUBILIDAD DE Ag(I) EN FUNCIÓN DEL pH Y DE DIFERENTES AGENTES COMPLEJANTES

Química Industrial2452 CDEquipo 3

Baca Solano Handal EmilianoGonzález Perea Jessica Scarlett

Vicencio García Aldo

Profesores:

Claudia Briones JuradoAlejandra Angel Viveros

Fecha de entrega: 20/03/2014

OBJETIVO

Analizar el efecto de la acidez del medio acuoso en la solubilidad molar de

algunos compuestos insolubles de plata, bajo condiciones de amortiguamiento

múltiple.

INTRODUCCIÓN

El interés por el estudio de los equilibrios de precipitación y solubilidad radica

en sus múltiples aplicaciones en diversos campos de la Química. Entre estas

aplicaciones se encuentran:

La identificación de especies químicas que pueden formar sustancias sólidas

insolubles con características específicas.

La separación selectiva de especies químicas con base en diferencias de solubilidad.

La determinación cuantitativa de especies químicas.

Los equilibrios de precipitación y de solubilidad en disoluciones acuosas implican

la presencia de dos o más fases; de éstas, una es la líquida (disolución acuosa) y

la fase o las fases sólidas constituidas por sustancias capaces de entrar a la

solución por el proceso de disolución, ya sea como especies cargadas

eléctricamente (iones) o como especies neutras (moléculas).

Un equilibrio de solubilidad es aquel en el cual una especie sólida al disolverse en

una fase líquida, se incorpora a ésta en forma de moléculas y/o iones. Estos

últimos, guardan la misma relación estequiométrica que en el sólido. Por ejemplo:

AgCl↓ Ag+ + Cl-

En las disoluciones las partículas presentes son del orden atómico, iones o

moléculas pequeñas (0.1-1.0 nm). Son estables a la gravedad, transparentes y a

menudo coloreadas, y sus componentes no pueden ser separados por filtración.

Las disoluciones pueden ser saturadas o no saturadas. Si al preparar una

disolución manteniendo una temperatura constante, el soluto alcanza la

concentración máxima que el equilibrio permite, a la disolución así constituida se

le llama disolución saturada. Si en estas condiciones se adiciona más soluto, éste

permanece sin disolverse y se establece un equilibrio entre el sólido presente y la

disolución, es decir, el mismo número de partículas que pasan del sólido al líquido

lo hacen del líquido al sólido. La concentración de una sustancia correspondiente

a su disolución saturada es llamada: solubilidad. Cuando en una disolución, el

soluto tiene una concentración inferior a la correspondiente a la solubilidad, la

disolución se conoce como no saturada y por lo tanto no se puede afirmar que

ésta se encuentre en equilibrio con el sólido.

Para los compuestos poco solubles, y en particular para los que al disolverse

forman iones, es decir los que se comportan como electrolito, se aplican las leyes

del equilibrio químico y en particular la constante del producto de solubilidad,

representada por Ks. Por lo que respecta a la solubilidad para estos compuestos,

se anota como “S” y las unidades más frecuentes son: cantidad de

sustancia/unidad de volumen (mol/L). La solubilidad depende de la composición

de la fase líquida y de la temperatura, por lo que deben especificarse estas

condiciones.

La precipitación puede considerarse el fenómeno contrario a la disolución. En ella

el sólido, al que se reconoce como precipitado, se separa de una disolución

homogénea (una sola fase) por interacción entre las especies presentes, y se

llega a conformar un sistema de dos fases (el precipitado y la disolución).

DIAGRAMA DE FLUJO:

RESULTADOS

PRIMERA PARTE pHs DEL SISTEMA Y OBSERVACIONES

10 mL de Ag(I) 6

10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH 12

10 mL de Ag(I) + gotas de NaOH+ gotas

de HNO3

2

SEGUNDA PARTE

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl 6

10 mL de Ag(I) + 0.5 mL NaCl +gotas de

NaOH 14

10 mL de Ag(I) +0.5 mL NaCl +gotas de

NaOH+ gotas de HNO3

1.38

TERCERA PARTE

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de

NH3 concentrado 9

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de

NH3 concentrado+ gotas de NaOH13

10 mL de Ag(I)+0.5 mL NaCl+0.8 mL de NH3

concentrado+ gotas de NaOH+ gotas de HNO3

2

ANÁLISIS DE RESULTADOS.

1° En base al DEP para Ag´

Podemos decir que el único precipitado que tenemos es el AgOH cuando nuestro

pH es de 12, a pH de 2 y 4 se tiene Ag en solución.

)s(AgOH

2-3)OH(Ag

-2)(OHAgAgOH

+Ag

pAg’

14121086420

8

7

6

5

4

3

2

1

0

-1

-2

2° [Ag(I]sat ¿¿

Trabajando a pAg=3

Si pH=2 Ag´↓ ↔ Ag´

H+¿+¿¿AgOH↓ ↔Ag+¿+¿ ¿ H 2O KsT=106.29

H+¿¿ + OH−¿¿ ↔ H 2O 1/Kw=1012

AgOH↓ + H+¿¿ ↔ H 2O + Ag+¿¿ Ks=10−7.71

KsT=¿¿

¿¿

Si pH= 6 Ag´↓ ↔ Ag´

H+¿+¿¿AgOH↓ ↔Ag+¿+¿ ¿ H 2O KsT=106.29

¿¿

Si pH=12 Ag´↓ ↔ Ag´

H 2O+Ag+¿↔AgOH↓+H +¿Ks T¿ ¿=10−6.29

KsT=[AgOH ]¿¿

¿¿

3° Los amortiguamientos impuestos en el sistema son pCl y pH.

Ya que se adiciona NaCl de una concentración 0.23M y un pH impuesto por el

NaOH y HNO3.

pCl=2 a esa concentración y volumen de 0.5mL, pero si se agrega el volumen del

sistema B, pCl=-log[0.0115M]=1.9393, que es muy cercano al pCl inicial.

[NaCl ]=(0.5mL )(0.23M )(10mL)

=0.0115M

4° El ion cloro ejerce un efecto salino en la solución de Ag(I), ya que captura a la

plata y forma el precipitado de AgCl.

5° En base al DEP para Ag(I)´´ con pCl=2

Trabajando a pAg=3

Si pH=1.38, 2 y 14 AgCl´ ´ ↓↔ AgCl´´

AgCl↓↔Ag+¿+Cl−¿¿ ¿ KsT=10−9.752

Debido a que no se ve afectado por pH hasta después de pH=14, dado que se

forma el precipitado la constante simplemente se invierte y queda un valor

positivo, KsT=109.752.

6° Para Ks´´= KsT¿¿

aunque el pH no interviene directamente en esta parte si se

considera un doble amortiguamiento.

Esto para cada valor de pH medido en la experimentación.

7° Los amortiguamientos en este sistema son, pNH3, pH y pCl.

Dado que se adiciono NH4OH al sistema, NaOH y HNO3 los cuales modificaron pH

y pNH3, además de que se adiciono NaCl.

8° El efecto que tiene el amoniaco es el de un agente enmascarante en la solución

dado que tiene un efecto de ion común e intercambio los Cl por NH3.

9° En base al DEP para Ag´´´(I) con pCl=2, pH y pNH3=0.

10° Trabajando a pAg=3

Si pH=2 AgCl´´´↓↔AgCl ´ ´ ´

AgCl↓↔Ag+¿+Cl−¿¿ ¿ KsT=10−9.752→KsT=109.752 Ks´´´=

KsT¿¿

Si pH=9 AgCl´´´↓↔AgCl ´ ´ ´

2NH 4+AgCl↓↔ Ag¿ KsT=10−20.852

AgCl↓↔Ag+¿+Cl−¿¿ ¿ Ks=10−9.752

2NH3+Ag+¿↔ Ag ¿¿

2NH 4+¿↔2NH3+2H +¿ Ks=¿¿¿ ¿

KsT=¿¿

Ks ´ ´ ´=KsT∗¿¿¿¿¿

Si pH=13 AgCl´´´↓↔AgCl ´ ´ ´

2NH 3+AgCl↓↔Ag ¿ KsT=10−2.352

AgCl↓↔Ag+¿+Cl−¿¿ ¿ Ks=10−9.752

2NH3+Ag+¿↔ Ag ¿¿ β2=107.4

KsT=¿¿

Ks ´ ´ ´=KsT∗¿¿¿¿¿

11° Los agentes enmascarantes y precipitantes afectan mucho a la concentración

de el analito de interes dependiendo a que concentración se encuentren en esta.

Conclusiones.

Logramos el objetivo que fue el analizar el efecto de la acidez del medio acuoso en la solubilidad molar, bajo condiciones de amortiguamiento múltiple.}

De acuerdo al pH que se obtenía en cada adición, logramos con ayuda del DEP identificar las especies que predominaban o la especie que precipitaba. Así la especie de AgCl podía encontrarse precipitada o soluble, según el pH y el pAg en el cual se trabajara; además pudimos observar la formación de complejos con NH 3

.

El NH 3 nos mostró la función de un agente enmascarante, formando complejos solubles con la Ag. Mientras que el Cl−¿¿ funcionó como agente precipitante, ya que formó un precipitado con Ag, el cual incluso podrí haber sido cuantificado.

En conclusión, en esta práctica se aprendieron muchos conceptos para

comprender mejor como se lleva a cabo la solubilidad y precipitación, cómo se

puede controlar y predecir.

Se comprendió que solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede

disolver un solvente y cuando se pasa esta cantidad aparece un precipitado.

Se aprendió a predecir el orden de precipitación cuando existe una mezcla de

aniones, esto con la concentración mínima que se requiere para que una especie

comience a precipitar.

Bibliografia

● LASCHKA, ah. “Introducción a los principios de química analítica”. Volumen 1. Editorial continental. México D.F. 1973.

● HARRIS, C, Daniel. “Análisis químico cuantitativo” Editorial iberoamericana. 3ra edición. México. 1992.