Práctica de Laboratorio: Solubilidad y Precipitación de Sólidos en Agua

 Solubilidad y Precipitación de Sólidos en Agua

Objetivo general

Investigar la solubilidad y precipitación de sólidos en agua, comprendiendo cómo las condiciones experimentales como la temperatura, el pH y la concentración afectan el equilibrio entre la disolución y la formación de un precipitado.

Objetivos específicos

• Determinar la solubilidad de un sólido en agua a diferentes temperaturas.
• Observar la formación de un precipitado bajo diversas condiciones de pH y concentración.
• Analizar los factores que influyen en la solubilidad y precipitación de sólidos en soluciones acuosas.
• Aplicar la ley de solubilidad de los productos (K_ps) en la interpretación de los resultados experimentales.

Introducción

La solubilidad de un sólido en agua está determinada por el equilibrio dinámico entre el soluto disuelto y el sólido no disuelto. En una solución saturada, el proceso de disolución ocurre simultáneamente con la precipitación del soluto, alcanzando un equilibrio en el que las tasas de disolución y precipitación son iguales. Este equilibrio se describe con la constante de solubilidad (K_ps) que es un valor que depende del tipo de soluto y de las condiciones del medio, como temperatura, presión y pH.

El K_ps se utiliza para cuantificar la solubilidad de una sustancia en agua. Para una sal genérica AB que se disuelve en agua y disocia en iones, la reacción de disolución puede expresarse como:

La constante de solubilidad se define como el producto de las concentraciones de los iones generados en solución:

Este valor es específico para cada sustancia y depende de la temperatura. La solubilidad aumenta con la temperatura en muchos casos, pero puede ser afectada por otros factores como el pH de la solución, especialmente en sales que contienen iones como Ca²⁺, Mg²⁺ o Al³⁺, que son sensibles a la acidez o basicidad del medio.

Uno de los aspectos importantes de la solubilidad es que puede ser modificada por la adición de otros compuestos a la solución, lo que puede dar lugar a la precipitación de nuevas especies químicas. Por ejemplo, al agregar un exceso de cloruro de sodio (NaCl) a una solución saturada de cloruro de plata (AgCl), los iones Ag⁺ y Cl⁻ se combinan para formar AgCl, que es prácticamente insoluble en agua, dando lugar a un precipitado.

Este fenómeno se utiliza para estudiar las propiedades de solubilidad y para realizar análisis cualitativos en química analítica, donde la formación de un precipitado es utilizada como una señal de que se ha alcanzado el límite de solubilidad de una sustancia.

Fundamentos teóricos

En soluciones saturadas, la solubilidad de un sólido en agua es un equilibrio dinámico entre las partículas disueltas y las partículas del sólido no disuelto. Este equilibrio está descrito por una constante de solubilidad, K_ps, que refleja la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un disolvente dado. Para una sal AB que se disocia en iones A⁺ y B⁻ en solución, la constante de solubilidad se expresa de la siguiente manera:

La expresión de K_ps es igual a:

Cuando el producto de las concentraciones de los iones disueltos (producto iónico) excede el valor de K_ps, el sistema alcanza el punto de saturación y el soluto comienza a precipitarse. Este comportamiento es importante en el análisis cualitativo de compuestos iónicos.

Además de la temperatura, otro factor importante que influye en la solubilidad de los compuestos iónicos es el pH de la solución. Muchos compuestos, como los carbonatos, los hidróxidos y los fosfatos, tienen solubilidades que dependen del pH, ya que los iones H⁺ pueden reaccionar con los iones presentes en la solución para formar especies que son más solubles en agua. Por ejemplo, el hidróxido de calcio (Ca(OH)₂) es más soluble en soluciones ácidas debido a la formación de iones Ca²⁺.

En un medio ácido, los iones H⁺ reaccionan con OH⁻ para formar agua:

Los resultados experimentales de solubilidad se pueden usar para calcular la constante de solubilidad (K_ps) de un compuesto en particular. En el caso de la formación de precipitados, el producto de las concentraciones de los iones disueltos en solución se puede usar para determinar el valor de K_ps y, en algunos casos, para prever si una precipitación ocurrirá cuando se mezclen dos soluciones que contienen iones de una sal poco soluble.

La solubilidad también puede verse afectada por la presencia de iones comunes, que es el fenómeno conocido como efecto del ion común. En este caso, si una solución ya contiene iones que forman parte de un compuesto poco soluble, la solubilidad de ese compuesto se reduce. Este concepto es importante en la separación y purificación de compuestos mediante la precipitación. Por ejemplo, Si se añade NaCl, que aporta Cl⁻, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, favoreciendo la precipitación de AgCl.

Parte experimental

Materiales y reactivos

Materiales:

• Vaso de precipitado (100 mL)
• Probeta (50 mL)
• Pipetas volumétricas (25 mL, 10 mL)
• Balanza analítica
• Agitador magnético (opcional)
• Soporte y pinzas para el vaso de precipitado
• Termómetro

Reactivos:

• Cloruro de sodio (NaCl)
• Sulfato de bario (BaSO₄)
• Ácido clorhídrico (HCl) 0.1 M
• Solución acuosa de NaOH 0.1 M
• Agua destilada
• Reactivos indicadores de pH (como fenolftaleína, azul de bromotimol)
• Solución saturada de cloruro de plata (AgCl)

Procedimiento

1. Determinación de la solubilidad de NaCl en agua a diferentes temperaturas:
• Pesar aproximadamente 5 g de NaCl.
• Disolverlo en 50 mL de agua destilada.
• Registrar la temperatura inicial del agua.
• Agitar la mezcla y observar la cantidad de soluto que se disuelve.
• Recalentar el agua y registrar la temperatura a la cual ya no se disuelve más soluto.
• Anotar la cantidad de soluto disuelto y repetir el procedimiento a diferentes temperaturas (por ejemplo, 20°C, 40°C, 60°C).
2. Precipitación de cloruro de plata (AgCl):
• Preparar una solución saturada de AgCl añadiendo aproximadamente 1 g de AgCl a 50 mL de agua destilada.
• Agregar gradualmente NaCl 0.1 M (1-5 mL) a la solución hasta que se observe la formación de un precipitado blanco.
• Filtrar el precipitado y medir el volumen de la solución sobrante.
• Determinar la cantidad de AgCl no disuelto y calcular el valor de K_ps para AgCl a la temperatura utilizada.
3. Efecto del pH sobre la solubilidad:
• Preparar 50 mL de una solución saturada de Ca(OH)₂ (aproximadamente 1 g en 50 mL de agua).
• Medir el pH inicial de la solución (aproximadamente 12).
• Añadir HCl 0.1 M gota a gota hasta que el pH alcance 5.
• Observar y registrar si se forma precipitado.
4. Precipitación de sulfato de bario (BaSO₄):
• Preparar una solución de BaCl₂ 0.1 M (1 g de BaCl₂ disuelto en 50 mL de agua destilada).
• Preparar una solución de Na₂SO₄ 0.1 M (1 g de Na₂SO₄ disuelto en 50 mL de agua destilada).
• Agregar lentamente la solución de Na₂SO₄ a la solución de BaCl₂ y observar la formación de un precipitado blanco.
• Filtrar el precipitado y medir el volumen de la solución sobrante.

Cuestionario

1. ¿Qué factores afectan la solubilidad de los sólidos en agua?
2. Explica el concepto de constante de solubilidad y cómo se relaciona con el equilibrio de disolución.
3. ¿Cómo se puede modificar la solubilidad de un compuesto mediante el ajuste del pH?
4. ¿Qué es el efecto del ion común y cómo se aplica en la formación de precipitados?

Referencias bibliográficas

• Harris, D. C. (2010). Quantitative Chemical Analysis (8th ed.). W.H. Freeman and Company.
• Zumdahl, S. S., & DeCoste, D. J. (2017). Chemistry: An Atoms First Approach (2nd ed.). Cengage Learning.
• Atkins, P., & Jones, L. (2010). Chemical Principles: The Quest for Insight (4th ed.). W.H. Freeman and Company.