11° Laboratorio Kps

Laboratorio N° 07 Constante de producto de solubilidad
1) Actividad N° 01
Usando tubos de ensayo 16x150
A cada uno de los siguientes tubos se le agrega 3-5 gotas BaCl2 10 % a los tubos del 1 al 8 ; 3-
5 gotas de AgNO3 1 % a los tubos 9 a 15; al tubo 16 no se le agrega nada , solo baño maria
Tub Solución (Reacciones)
o
BaC 1 5 mL agua destilada
l2 2 5 mL Na2CO3 1 %
3 5 mL Na2CO3 1 % + 1 mL HCl cc + calor
4 5 mL Na2SO4 1 %
5 2.5 mL Na2CO3 1 % +2.5 mL Na2SO4
1%
6 2.5 mL Na2CO3 1 % +2.5 mL Na2SO4
1%
+ 1 mL HC cc+ baño maría
7 5 mL agua de caño
8 5 mL agua de caño + 1 mL HC cc +
baño maría
Ag+ 9 5 mL Agua destilada
10 5 mL NaCl 1 %
11 5 mL K2SO4 1 %
12 5 mL Na2CO3 1 %
13 5 mL K2CrO4 1 %
14 5 mL agua de caño
15 5 mL PbCl2 1%
16 1 mL PbCl2 1 % + baño maría
2) Actividad N° 2
Busque en Tabla de Kps de Harris, cuáles son las sales que precipita y adjunte
su respectivo Kps. Coloque las sales en orden de quien precipita primero
Sales de Ba2+ Sales de CO32- Sales de SO42-
3) Actividad N°03
Se dará al alumno 50 mL de una mezcla de Cl- y CrO42- y se quiere separarlos con
AgNO3 (Ag+)
3.1 Primero se tiene que buscar los Kps de AgCl(s) y Ag2CrO4(s) en la Tabla de Harris y
apuntarlo, con esto se sabrá quién precipita primero.
3.2 En un matraz agregar 50 mL de muestra que contenga una mezcla Cl- y CrO02-
3.3 Se agrega 50 mL de agua destilada
3.4 Se le agregara Ag+ con una bureta hasta antes de coloración roja
3.5 Se deja reposar 15 minutos
3.6 Se pesa un papel filtro (W1)
3.3 Se filtra cuidadosamente de tal manera que primero se trata de filtra la solución
remanente y despuesl el precipitado, el residuo que queda en el papel filtro será el AgCl
precipitado
3.4 Se lava el papel filtro con agua destilada
3.5 Se seca en estufa el papel filtro con el precipitado
3.6 Se pesa (W2)
3.7 La diferencia de los dos pesos será los gramos de AgCl → (W2-W1)
3.7 Al filtrado anterior junto con las aguas de lavado se le sigue agregando Ag+, hasta que no
ya no precipite mas Ag2CrO4(s) color rojo. ¿Cómo se que ya no precipita más? Se deja
unos minutos que se asiente la mezcla y se aclara una solución transparente arriba y el
precipitado abajo, Se le agrega una gota de Ag+ y si se produce un precipitado rojo es que
aún falta más Ag+
3.8 Se pesa otro papel filtro (W3), se filtra cuidadosamente como el de AgCl, se lava con agua
destilada
3.9 Se seca en estufa el papel filtro con el precipitado Ag2CrO4
3.10 Se pesa (W4)
3.11 La diferencia de los dos pesos será los gramos de Ag2CrO4 → (W4-W3)
4) Llena el siguiente cuadro
gr AgCl
gr Ag2CrO4
V= volumen de muestra en litros
gr Cl- = g AgCl**[Cl/AgCl]
g CrO42- = g AgCrO4*(CrO42-/Ag2CrO4)
gr Cl- /L
g CrO42- /L
5) Graficar la curva de titulación de Cl- vs Ag+

Se titula 50.00 mL de NaCl 0.02500 M con AgNO3 0.01000 M. Dato Kps AgCl = 1.8*10-10
Kps = [Ag+]*[Cl-]
log Kps = log [Ag] + log[Cl-]
-log Kps = (-log [Ag]) + (-log[Cl-])
-log(1.810-10) = pAg + pCl
pAg + pCl = 9.745
5.1 Primero debe hallarse el punto de equivalencia
# mequiv AgNO3 = # mequiv NaCl
N*v = N1*v1
(0.01000*1) *v = (0.02500*1)*50.00
v= 125.0 mL AgNO3 ( este es el punto de equivalencia)
-
5.2 Calcular la concentración de Cl antes de empezar la titilación (v= 0)
Como la solución de NaCl es 0.02500 M entonces la [Cl-] será 0.02500 M
Por lo tanto, pCl = - log [Cl-] = - log (0.02500) = 1.60
5.3 Calcular la concentración de Cl- antes del punto de equivalencia (v< 125.0)
Este problema se reduce asi :” ¿Cuál es la concentración de Ag+ cuando a 50.00 mL de
NaCl 0.02500 M ( 50.00*0.02500 = 1.250 mmoles de NaCl) se le hace reaccionar con “v”
mL de AgNO3 0.01000 M ( 0.01000*v mmoles de AgNO3). En esta zona el reactivo
limitante será el AgNO3 y el volumen deberá ser menos que el punto de equivalencia
AgNO3 + NaCl → AgCl(s) + NaNO3
0.01000*v 1.250 0 0
0.01000*v 0.01000*v 0.01000*v 0.01000*v
≈ 0 1.250-0.01000*v 0.01000*v 0.01000*v
Una vez que ha acabado la reacción de precipitación se aplica el equilibrio de Kps
AgCl(s) ⇄ Ag+ + Cl-

0.01000*v 0 1.250-0.01000*v
x x x .
0.01000*v-x x 1.250-0.01000*v+x
+ -
Kps = [Ag ]* [Cl ]
1.8*10-10 = ( 50.00+
x
v) (
*
1.250−0.01000∗v + x
50.00+ v )
Para cada “v” que es conocido se calcula “x” (porque es una ecuación cuadrática en este
caso)
Para simplificar asumimos que “x” muy pequeño comparado con 1.250-0.01000*v
Entonces
1.250−0.01000∗v+ x 1.250−0.01000∗v
[Cl-] = ≈
50.00+ v 50.00+ v
pCl = - log ( 1.250−0.01000∗v

50.00+ v )
Dando valores a v ( 0<v<125.0) se calcula pCl
5.4 Cálculo de concentración de concentración de Cl en el punto de equivalencia (v=125.0)

En este punto solo habrá AgCl(s), y [Ag+] = [Cl-]; entonces
Kps = [Ag+]*[Cl-] = [Cl-]2 → log Kps = 2 log [Cl-] → log(1.8*10-10) = 2*(-pCl)
pCl = 4.872
5.5 Calcular la concentración de Cl- después del punto de equivalencia (v>125.0)

Este problema se reduce asi :” ¿Cuál es la concentración de Ag+ cuando a 50.00 mL de
NaCl 0.02500 M ( 50.00*0.02500 = 1.250 mmoles de NaCl) se le hace reaccionar con “v”
mL de AgNO3 0.01000 M ( 0.01000*v mmoles de AgNO3). En esta zona el reactivo
limitante será el NaCl y el volumen deberá ser mayor que el punto de equivalencia
AgNO3 + NaCl → AgCl(s) + NaNO3
0.01000*v 1.250 0 0
1.250 1.250 1.250 1.250
0.010000*v-1.250 ≈ 0 1.250 1.250
Una vez que ha acabado la reacción de precipitación se aplica el equilibrio de Kps

AgCl(s) ⇄ Ag+ + Cl-
1.250 0.01000*v-1.250 0
x x x .
1.250-x 0.01000*v-1.250+x x
Kps = [Ag+]* [Cl-]
1.8*10-10 = ( 0.01000∗v−1.250+
50.00+ v
x
)* ( 50.00+
x
v)
Para cada “v” que es conocido se calcula “x” (porque es una ecuación cuadrática en este
caso). Esta ultima ecuación también se puede escribir asi:
1.8*10-10 = ( 0.01000∗v−1.250+
50.00+ v
x
)* [Cl ] -
Para simplificar asumimos que “x” muy pequeño comparado con 0.01000*v-1.250
Entonces
1.8*10-10 ≈ ( 0.01000∗v−1.250
50.00+ v )* [Cl ] -
50.00+ v
[Cl-] ≈1.8*10-10*
0.01000∗v−1.250
-log [Cl-] = - log(1.8*10-10) – log ( 0.01000∗v−1.250

50.00+ v
)
0.01000∗v−1.250
pCl = 9.745 +log
50.00+ v
Dando valores mayores de 125 se calcula pCl
V pCl pAg
0 1.60 8.15
5 1.66 8.08
10 1.72 8.03
15 1.77 7.97
20 1.82 7.92
25 1.88 7.87
30 1.93 7.82
35 1.98 7.77
40 2.02 7.72
45 2.07 7.67
50 2.12 7.62
55 2.18 7.57
60 2.23 7.52
65 2.28 7.46
70 2.34 7.41
75 2.40 7.35
80 2.46 7.28
85 2.53 7.22
90 2.60 7.14
95 2.68 7.06
100 2.78 6.97
105 2.89 6.86
110 3.03 6.72
115 3.22 6.53
120 3.53 6.21
125 4.87 4.87
130 6.19 3.56
135 6.48 3.27
140 6.64 3.10
145 6.76 2.99
150 6.84 2.90
155 6.91 2.83
160 6.97 2.78
165 7.01 2.73
170 7.06 2.69
175 7.09 2.65
180 7.12 2.62
185 7.15 2.59
190 7.18 2.57
195 7.20 2.54
200 7.22 2.52
205 7.24 2.50
210 7.26 2.49
215 7.28 2.47
220 7.29 2.45
225 7.31 2.44
230 7.32 2.43
235 7.33 2.41
240 7.34 2.40
245 7.35 2.39
250 7.36 2.38

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Sales de Ba2+ Sales de CO32- Sales de SO42-

4) Llena el siguiente cuadro

5) Graficar la curva de titulación de Cl- vs Ag+

Una vez que ha acabado la reacción de precipitación se aplica el equilibrio de Kps

AgCl(s) ⇄ Ag+ + Cl-

pCl = - log ( 1.250−0.01000∗v

5.4 Cálculo de concentración de concentración de Cl en el punto de equivalencia (v=125.0)

5.5 Calcular la concentración de Cl- después del punto de equivalencia (v>125.0)

Una vez que ha acabado la reacción de precipitación se aplica el equilibrio de Kps

Kps = [Ag+]* [Cl-]

-log [Cl-] = - log(1.8*10-10) – log ( 0.01000∗v−1.250

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