Determinación de sulfatos

Universidad de San Carlos de Guatemala
Facultad de ingeniería
Escuela de ingeniería química
Área de química analítica
Laboratorio de análisis cualitativo


EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
DETERMINACIÓN DE SULFATOS


Guatemala 16 de agosto de 2012

INDICE

Resumen pag 3
Objetivos pag 3
Marco teórico pag 4
Marco metodológico pag 5
Resultados pag 6
Interpretación de resultadospag 6
Conclusiones pag 7
Bibliografía pag 8
Apéndice pag 9

RESUMEN

En la siguiente práctica se realizó una determinación de sulfatos por medio de la precipitación de sulfato de bario (BaSO4) formado a partir de la reacción de sulfato de sodio (NaSO4) y cloruro de bario (BaCl2). Esteproceso se realizó tratando de evitar la mayor cantidad de interferencias posibles para el análisis certero de la determinación de sulfatos realizando ciertos pasos antes y después de la precipitación de la muestra. Luego se calculó el porcentaje de sulfatos en la muestra y el porcentaje en forma de trióxido de azufre de ellos.
OBJETIVOS

General
Estudiar los equilibrios de solubilidadEspecíficos
1. Determinar los pasos necesarios para obtener la mayor pureza de un precipitado.

MARCO TEÓRICO

Equilibrio de solubilidad es cualquier tipo de relación de equilibrio químico entre los estados sólido y disuelto de un compuesto en la saturación.
Los equilibrios de solubilidad implican la aplicación de los principios químicos y las constantes para predecir la solubilidadde sustancias en condiciones específicas (porque la solubilidad es sensible a las condiciones, mientras que las constantes lo son menos).
La sustancia que se disuelve puede ser un sólido orgánico como el azúcar o un sólido iónico como la sal de mesa. La principal diferencia es que los sólidos iónicos se disocian en sus iones constituyentes, cuando se disuelven en agua. La mayor parte de las veces,el agua es el disolvente de interés, aunque los mismos principios básicos son aplicables a cualquier disolvente.
La solubilidad es sensible a los cambios en la temperatura. Por ejemplo, el azúcar es más soluble en agua caliente que en agua fría. Esto ocurre debido a que las constantes de solubilidad, como otros tipos de constante de equilibrio, son función de la temperatura. De acuerdo con elPrincipio de Le Châtelier, cuando el proceso de disolución es endotérmico (se absorbe calor), la solubilidad aumenta con la temperatura, pero cuando el proceso es exotérmico (se libera calor) solubilidad disminuye con la temperatura.1 Sin embargo, dado que cuando un sólido se disuelve hay un cambio favorable de entropía, muchos sólidos serán más solubles con el aumento de la temperatura,independientemente del principio de Le Chatelier. La ecuación de la Energía libre de Gibbs expresa la visión global de este problema.
La constante de solubilidad se ha determinado experimentalmente para un gran número de compuestos y las tablas están disponibles fácilmente. Para un compuesto iónico la constante se denomina producto de solubilidad, y se representa como Kps. La unidad de concentración seasume que es la molaridad a menos que se indique lo contrario. La solubilidad suele aparecer en unidades de masa en gramos (disueltos) por cada litro de agua.
La precipitación fraccionada consiste en la separación de iones que tienen la propiedad de precipitar con la misma especie, dando precipitados con solubilidades suficientemente diferentes.
Son separaciones cuantitativas y prácticamentecompletas. Se debe establecer un límite de cuantitividad. Una precipitación ha sido cuantitativa cuando la concentración del ion se reduce a su milésima parte.

MARCO METODOLÓGICO

1. Preparar una solución de sulfato de sodio 10% en 100ml

2. Tomar una alícuota de 50 ml de la muestra

3. Calentar la solución a la ebullición

4. Agregar 10 ml de una solución de cloruro de...