PRÁCTICA DE LABORATORIO: Equilibrio Iónico

 

Equilibrio Iónico

 

1. Introducción

El equilibrio iónico constituye uno de los fundamentos más importantes del comportamiento químico en solución acuosa. Cuando una sustancia se disuelve en agua, puede disociarse total o parcialmente en iones. En el caso de los electrolitos fuertes, la disociación es prácticamente completa; sin embargo, en los electrolitos débiles se establece un equilibrio dinámico entre la forma ionizada y la no ionizada.

Este equilibrio está regido por constantes como Ka, Kb y Kw, que cuantifican el grado de ionización de ácidos y bases débiles. Además, el equilibrio puede desplazarse si el sistema es perturbado, por ejemplo, mediante la adición de un ion común, cambios de concentración o variaciones de pH.

El estudio experimental del equilibrio iónico permite:

• Comprender el comportamiento ácido–base.
• Analizar la fuerza relativa de los electrolitos.
• Interpretar cambios de pH mediante indicadores.
• Aplicar el principio de Le Chatelier en sistemas reales.

En esta práctica se trabajará con soluciones de concentración conocida para observar y analizar el comportamiento del equilibrio ácido–base, el efecto del ion común y la comparación entre electrolitos fuertes y débiles.

 

2. Objetivo general

Analizar experimentalmente el comportamiento del equilibrio iónico en soluciones acuosas y relacionarlo con el pH, la fuerza del electrolito y el principio de Le Chatelier.

 

3. Objetivos específicos

• Definir equilibrio iónico y su relación con la disociación.
• Diferenciar electrolitos fuertes y débiles.
• Calcular pH aproximado en soluciones simples.
• Analizar el efecto del ion común.
• Interpretar desplazamientos del equilibrio mediante indicadores.

 

4. Fundamento teórico

4.1 Equilibrio iónico y disociación

Cuando un electrolito se disuelve en agua puede ionizarse:

HA ⇌ H⁺ + A⁻

Este proceso es reversible en el caso de electrolitos débiles. El sistema alcanza un estado en el cual la velocidad de ionización es igual a la velocidad de recombinación iónica, estableciendo un equilibrio dinámico.

La constante de acidez se define como:

Ka = [H⁺][A⁻] / [HA]

Cuanto mayor es Ka, mayor es el grado de ionización y más fuerte es el ácido.

 

4.2 Electrolitos fuertes y débiles

• Electrolitos fuertes: se disocian completamente (HCl, NaOH).
• Electrolitos débiles: se disocian parcialmente (ácido acético, NH₄OH).

En un electrolito fuerte, la concentración de H⁺ depende directamente de la concentración inicial.
En uno débil, debe considerarse el equilibrio.

 

4.3 Cálculo sencillo de pH

Para un ácido fuerte:

pH = −log [H⁺]

Ejemplo:

Si [HCl] = 0.10 M

pH = −log(0.10) = 1

Para una base fuerte:

pOH = −log[OH⁻]

pH = 14 − pOH

 

4.4 Efecto del ion común

Cuando se añade un ion que ya participa en el equilibrio, este se desplaza en sentido contrario para contrarrestar la perturbación (Le Chatelier).

Ejemplo:

CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO⁻

Si aumenta [CH₃COO⁻], el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, disminuyendo la ionización.

4.5 Indicadores ácido–base

Un indicador es un ácido débil:

HIn ⇌ H⁺ + In⁻

Cada forma presenta un color distinto. El color observado depende del pH del medio.

 

5. Materiales y reactivos

Materiales

• Tubos de ensayo
• Gradilla
• Pipetas graduadas
• Probeta de 10 mL
• Vaso de precipitados

 

Reactivos y concentraciones de trabajo

Sustancia	Concentración
HCl	0.10 M
NaOH	0.10 M
NH₄OH	0.10 M
Ácido acético	0.10 M
NaCl	0.50 M
NaHCO₃	0.10 M
Buffer	pH 7.00
Fenolftaleína	1%
Azul de bromotimol	0.04%
Rojo fenol	0.02%

 

6. Procedimiento experimental

 

Parte A: Comparación ácido fuerte vs ácido débil

1. Rotule dos tubos A1 y A2.
2. Coloque en A1: 5 mL de HCl 0.10 M.
3. Coloque en A2: 5 mL de ácido acético 0.10 M.
4. Añada 3 gotas de azul de bromotimol.
5. Observe color y compare intensidad.
6. Calcule el pH teórico del HCl.

 

Parte B: Base fuerte vs base débil

1. Rotule B1 y B2.
2. B1: 5 mL de NaOH 0.10 M.
3. B2: 5 mL de NH₄OH 0.10 M.
4. Añada 3 gotas de fenolftaleína.
5. Compare intensidad del color rosado.
6. Calcule pH de NaOH.

 

Parte C: Efecto del ion común

1. Coloque 5 mL de ácido acético 0.10 M.
2. Añada 3 gotas de azul de bromotimol.
3. Agregue 1 mL de NaCl 0.50 M.
4. Observe cambios.

 

Parte D: Sistema bicarbonato

1. Coloque 5 mL de NaHCO₃ 0.10 M.
2. Añada 3 gotas de rojo fenol.
3. Agregue 1 mL de HCl 0.10 M.
4. Observe efervescencia y cambio de color.

Ecuación:

HCO₃⁻ + H⁺ ⇌ H₂CO₃ ⇌ CO₂ + H₂O

 

7. Registro de datos

Experimento	Sustancia	Observación	pH estimado	Interpretación

 

8. Resultados y análisis

• Compare electrolitos fuertes y débiles.
• Justifique diferencias de color.
• Explique efecto del ion común.
• Relacione con Le Chatelier.
• Escriba ecuaciones de ionización.

 

9. Conclusiones

• Evidencia de equilibrio dinámico.
• Diferencias entre disociación completa y parcial.
• Aplicación del ion común.
• Importancia en sistemas biológicos e industriales.

 

10. Cuestionario

1. Defina equilibrio iónico.
2. Diferencie electrolito fuerte y débil.
3. Calcule el pH de 0.10 M HCl.
4. ¿Por qué NH₄OH es base débil?
5. Explique el efecto del ion común.
6. ¿Qué indica el cambio de color del indicador?

 

11. Normas de seguridad

• Bata, guantes y gafas obligatorios.
• Manipular HCl y NaOH con precaución.
• Neutralizar residuos antes de desechar.

 

12. Referencias (APA 7.ª edición)

Brown et al. (2018). Química: La ciencia central (13.ª ed.). Pearson.

Chang & Goldsby (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill.

Zumdahl & Zumdahl (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.

Práctica de Laboratorio: Solubilidad y Efectos de Temperatura

 

Solubilidad y Efectos de Temperatura

1. Introducción

La solubilidad es una propiedad fundamental de las sustancias y determina la cantidad máxima de soluto que puede disolverse en un solvente bajo condiciones específicas de temperatura y presión. En el laboratorio y en la industria, el control de la solubilidad es clave para procesos como cristalización, purificación, formulación de medicamentos, preparación de soluciones, síntesis química y control de calidad. En particular, la temperatura influye de manera notable en la solubilidad de muchos sólidos: algunos se disuelven mucho más al calentar, mientras que otros muestran cambios pequeños o incluso disminuyen su solubilidad.

En Química, el estudio experimental de la solubilidad permite integrar conceptos de soluciones, equilibrio, saturación y variables termodinámicas. Además, promueve habilidades esenciales como el control de temperatura, el manejo cuidadoso del material volumétrico y la interpretación cuantitativa de datos experimentales mediante tablas y gráficas de solubilidad. En esta práctica se estudiará cómo cambia la solubilidad con la temperatura y se analizará el fenómeno con apoyo de principios de equilibrio (Le Châtelier) y consideraciones energéticas del proceso de disolución.

 

2. Objetivo general

Determinar experimentalmente la solubilidad de un soluto sólido en agua a diferentes temperaturas y analizar el efecto de la temperatura sobre el equilibrio de disolución.

 

3. Objetivos específicos

• Definir y diferenciar solución insaturada, saturada y sobresaturada.
• Preparar soluciones saturadas a distintas temperaturas.
• Determinar la solubilidad del soluto en unidades de g de soluto / 100 g de agua.
• Construir e interpretar una curva de solubilidad en función de la temperatura.
• Explicar los resultados aplicando el principio de Le Châtelier y el carácter endotérmico/exotérmico de la disolución.

 

4. Fundamento teórico

4.1 Solubilidad y soluciones saturadas

La solubilidad es la cantidad máxima de soluto que se disuelve en una cantidad dada de solvente para formar una solución saturada a una temperatura determinada.

• Insaturada: contiene menos soluto que el máximo posible.
• Saturada: contiene el máximo soluto disuelto y está en equilibrio con soluto no disuelto.
• Sobresaturada: contiene más soluto del que corresponde a equilibrio; es inestable y puede cristalizar ante perturbaciones.

El equilibrio de disolución de un sólido puede representarse de forma general como:

En una solución saturada, coexisten soluto sólido y soluto disuelto, y el sistema mantiene un equilibrio dinámico.

4.2 Factores que afectan la solubilidad

• Naturaleza del soluto y del solvente: “lo semejante disuelve a lo semejante”.
• Temperatura: afecta principalmente la solubilidad de sólidos.
• Presión: influye notablemente en gases (Ley de Henry), pero en sólidos suele ser despreciable.

4.3 Efecto de la temperatura y principio de Le Châtelier

La disolución puede ser endotérmica (absorbe calor) o exotérmica (libera calor).

• Si la disolución es endotérmica, al aumentar la temperatura la solubilidad suele aumentar (el equilibrio se desplaza hacia más soluto disuelto).
• Si es exotérmica, al aumentar la temperatura la solubilidad puede disminuir.

El principio de Le Châtelier permite interpretar el efecto térmico: el sistema responde para contrarrestar el cambio impuesto (por ejemplo, “consumiendo” calor si la disolución lo requiere).

4.4 Curvas de solubilidad

Una curva de solubilidad es la representación gráfica de la solubilidad (por ejemplo, g de soluto/100 g de agua) en función de la temperatura (°C). Estas curvas permiten predecir condiciones de cristalización y comparar compuestos con distinta sensibilidad térmica.

 

5. Materiales y reactivos

Materiales

• Balanza analítica o granataria
• Vasos de precipitados
• Probeta graduada
• Termómetros
• Agitador de vidrio o agitador magnético
• Placa calefactora o baño María
• Pinzas para vaso / guantes térmicos
• Embudo y papel de filtro (o filtración por gravedad)
• Pipeta graduada o jeringa (para tomar alícuotas)
• Cápsula de evaporación o vaso pequeño para secado
• Estufa (si hay) o plancha para evaporación controlada

Reactivos

• Nitrato de potasio (KNO₃) sólido (recomendado por su fuerte variación con temperatura)
• Agua destilada

Opcional comparativo: cloruro de sodio (NaCl) sólido (cambio pequeño con temperatura).

 

6. Procedimiento experimental

Nota didáctica: trabajen con cuidado para mantener cada mezcla a la temperatura objetivo antes de tomar la muestra.

Parte A: Preparación de solución saturada a diferentes temperaturas (KNO₃)

1. Rotule 3 vasos de precipitados: T₁ = 25 °C, T₂ = 40 °C, T₃ = 60 °C.
2. Coloque 50,0 mL de agua destilada en cada vaso.
3. Caliente (si aplica) cada vaso hasta alcanzar su temperatura objetivo y manténgala lo más estable posible (±2 °C).
4. Agregue KNO₃ poco a poco con agitación constante hasta que, aun después de agitar 1–2 minutos, quede una pequeña cantidad de sólido sin disolver (condición de saturación).
5. Mantenga el sistema a la temperatura objetivo durante 3–5 minutos para asegurar equilibrio.

Parte B: Determinación gravimétrica de la solubilidad

6. Filtre la solución saturada (idealmente manteniendo caliente el sistema para T₂ y T₃) y recoja el filtrado.
7. Pese una cápsula de evaporación limpia y seca: m₀.
8. Tome una alícuota conocida del filtrado (por ejemplo 10 mL) y colóquela en la cápsula.
9. Evapore cuidadosamente el agua (sin salpicar). Seque hasta masa constante si es posible.
10. Deje enfriar y pese la cápsula con el sólido: m₁.
11. La masa de KNO₃ disuelto en la alícuota es:

12. Estime la masa de agua en la alícuota. En Química puede aproximarse asumiendo densidad del agua ≈ 1,00 g/mL:

13. Exprese la solubilidad como:

Parte C: Curva de solubilidad

14. Con los valores de solubilidad obtenidos, construya una tabla y grafique Solubilidad (g/100 g H₂O) vs Temperatura (°C).
15. Analice la tendencia y discuta el comportamiento observado.

 

7. Registro de datos y cálculos

Tabla 1. Determinación de solubilidad de KNO₃ a diferentes temperaturas

Temperatura (°C)	Volumen de alícuota (mL)	m₀ cápsula (g)	m₁ cápsula + soluto (g)	m soluto (g)	m agua (g)	Solubilidad (g/100 g agua)
25	10.0
40	10.0
60	10.0

 

Tabla 2. Datos para la gráfica

Temperatura (°C)	Solubilidad (g/100 g agua)
25
40
60

 

8. Resultados y análisis

• Describa cómo varió la solubilidad al aumentar la temperatura.
• Explique si el comportamiento sugiere una disolución endotérmica o exotérmica, justificándolo con Le Châtelier.
• Compare sus valores experimentales con valores esperados (si el docente provee una tabla de referencia) y discuta posibles fuentes de discrepancia:
• Pérdidas por salpicadura durante evaporación
• Temperatura no estable al filtrar o tomar la alícuota
• Solución no completamente saturada
• Secado incompleto (masa no constante)
• Lecturas de volumen imprecisas

 

9. Conclusiones

Redacte conclusiones claras sobre:

• La relación entre temperatura y solubilidad del KNO₃.
• La utilidad de la curva de solubilidad para predecir cristalización.
• La importancia del control experimental de temperatura y mediciones de masa/volumen.

 

10. Cuestionario

1. Defina: solubilidad, solución saturada, insaturada y sobresaturada.
2. ¿Por qué es importante mantener la temperatura constante al preparar una solución saturada?
3. ¿Qué predice Le Châtelier sobre el efecto de la temperatura si la disolución es endotérmica?
4. Si al enfriar una solución saturada se forman cristales, ¿qué indica eso sobre la solubilidad a menor temperatura?
5. A partir de sus datos, ¿en qué intervalo de temperatura el cambio de solubilidad fue mayor?
6. ¿Qué ventajas tiene expresar solubilidad en g de soluto/100 g de agua?
7. Mencione al menos tres fuentes de error experimental en esta práctica.

 

11. Normas de seguridad

• Utilizar bata, guantes y gafas durante toda la práctica.
• Evitar el contacto directo con soluciones calientes; usar pinzas o guantes térmicos.
• No pipetear con la boca.
• Manejar con cuidado el material de vidrio caliente para evitar quemaduras.
• Desechar residuos según normas del laboratorio (soluciones salinas por el desagüe solo si el docente lo autoriza; sólidos a contenedor designado).

 

12. Referencias (APA 7.ª edición)

Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C., Woodward, P., & Stoltzfus, M. (2018). Química: La ciencia central (13.ª ed.). Pearson.

Chang, R., & Goldsby, K. (2016). Química (12.ª ed.). McGraw-Hill Education.

Zumdahl, S. S., & Zumdahl, S. A. (2014). Chemistry (9th ed.). Cengage Learning.