Saludos estimados amigo.
Después de un tiempo ausente por diversos compromisos y un emprendimiento personal, aprovecho este periodo de cuarenta para retomar mi blog, especialmente ahora que estamos dando los primeros pasos en Hive, siendo esta mi primera publicación en HiveSTEM con la plataforma de stem.openhive.network.
En lo particular pienso que, luego de los cambios de color, la formación de precipitados es una de las expresiones más bellas de la química. Y es que la aparición repentina de un sólido en un líquido puede dejar a muchos asombrados, siendo realmente idóneas para implementar en la educación, ya que su fácil demostración contribuye a la fijación de conceptos y a despertar el espíritu crítico en los estudiantes.
Primeramente debemos recordar que en química la precipitación es la aparición de una fase sólida en el seno de un líquido, dada por dos posibles motivos, la adición de una sustancia capaz de reaccionar con alguno de los iones presentes en la solución dando lugar a la formación de un compuesto insoluble; o bien, por el aumento en la concentración de la misma disolución hasta sobrepasar la saturación. Siendo el precipitado el producto sólido que se forma.
Y estos no sirven solo para maravillarnos con su aparición repentina, sino que también son la base de muchos procedimientos de análisis cualitativos de sustancias, especialmente para la determinación de cationes y aniones en muestras desconocidas, así como para lograr la separación de los mismos del medio en el que se encuentran disueltos. Esto es gracias a que existen muchas sustancias cuyos precipitados presentan un color característico.
Color de los precipitados de hidroxido de hierro. Imagen propia.
El análisis cualitativo consiste en la determinación de las especies químicas presentes en una muestra problema[1]. En este caso se empleará en la determinación de cationes hierro.
Este análisis procede observando lo que ocurre al hacer reaccionar la muestra problema con otra sustancia con la que el catión a identificar forme un precipitado. Ya que por lo general, en las reacciones de precipitación participan sustancias de carácter iónico, lo que implica el intercambio de componentes entre los compuestos[2].
La identificación del catión se hace posible por el viraje en la reacción, es decir, la formación de un producto colorido, en este caso un precipitado. Para esto es necesario la utilización de otra especie química que haga la función de reactivo o agente precipitante, este reactivo varía según el catión que se desea identificar. En este ejemplo utilizaremos hidróxido de sodio, ya que los cationes hierro pueden formar hidróxidos insolubles en agua a partir de la reacción con este.
En la formación de los precipitados intervienen equilibrios químicos entre una fase sólida y una líquida, y para entender como proceden debemos conocer el concepto de solubilidad.
Quizás hayamos escuchado decir que el agua es el solvente universal, ciertamente el agua tiene la capacidad de disolver muchas sustancias, pero esta propiedad no es infinita. Una prueba que podemos hacer en casa es disolver una cucharada de sal en agua, como sabemos esta se disolverá, pero si continuamos agregando sal a la misma cantidad de agua (manteniendo la temperatura constante) llegará a un punto en el que el líquido ya no admitirá más sal disuelta (estará saturada), y cualquier exceso de sal se precipitará al fondo del vaso.
Entonces, cuando se tiene una solución saturada en equilibrio, a temperatura constante, la máxima cantidad de sólido que puede ser disuelta por el líquido es la solubilidad del mismo, la cual podemos expresar en g/mL[3].
Si tenemos un compuesto iónico, del tipo AB, disuelto en agua y en equilibrio heterogéneo entre el sólido y el líquido; tendremos a su vez que el compuesto estará en equilibrio con sus iones disueltos, condición que representamos según la siguiente expresión:
La constante de equilibrio para la disociación vendría dada por la expresión:
La cual se conoce como producto de solubilidad (Kps). Y debido a que la actividad de un sólido en equilibrio se mantiene constante y las concentraciones de una sal poco soluble son pequeñas, se aproxima la constante a:
Y esta expresión rige el equilibrio de la solubilidad en una disolución, de modo que; si en una disolución saturada se rompe el equilibrio por disminución de la concentración de sus iones, se disolverá más sólido para recuperar el equilibrio. Y si por el contrario, este equilibrio se rompe por el aumento de dichas concentraciones, precipitara parte del sólido disuelto para recuperar el equilibrio; tal como lo expresa el principio de Le´Chatelier.
Estando claro en los conceptos hagamos algo de química divertida, y hagamos precipitar algunas sustancias.
Para el ejemplo he seleccionado dos sólidos para trabajar, el sulfato ferroso, Fe(SO)4 , y el tricloruro férrico, FeCl3. Estos sólidos al disolverse en agua aportaran iones hierro Fe+2 y Fe+3 respectivamente.
Se toman y se identifican en tubos de ensayo dos muestras de las sustancias problema. Y a cada tubo de ensayo agregaremos algunas gotas de hidróxido de sodio 1M, y observaremos el colorido resultado.
Disoluciones de muestra problema. Imagen propia.
En las siguientes imágenes podemos observar cómo, en el primer tubo de ensayo, desde la solución de color amarillo aparece un precipitado de color verde oscuro tras añadir progresivamente el hidróxido de sodio. Pudiendo notar además que la solución sobrenadante se vuelve más opaca.
Precipitación de hidróxido ferroso. Imagenes propias.
Mediante esta reacción podemos identificar que el tubo de ensayo N°1 tenemos el catión Fe+2, aportado a la solución por el sulfato ferroso, ya que la tonalidad del sólido formado es característica del hidróxido ferroso.
La reacción global entre ambas especies químicas la podemos escribir como:
El Kps del hidróxido ferroso está establecido en 1,6x10-14[3]. En este caso hemos preparado soluciones cuyas concentraciones de iones superan este valor, por lo tanto el producto solido precipita.
En estas imágenes podremos observar como desde la solución en el segundo tubo de ensayo se forma un precipitado de color rojizo tras añadir el hidróxido de sodio.
Formación del precipitado de hidróxido férrico. Imagenes propias.
La reacción global se escribe de la siguiente forma:
En este caso el color del precipitado es característico de la forma el hidróxido de hierro (III), pudiendo establecer que el medio se encontraba el catión Fe+3. De forma similar al ejemplo anterior el producto de las concentraciones de los iones supera el Kps, por lo que el sólido precipita para contrarrestar dicho cambio y establecer nuevamente el equilibrio.
Como vemos es fácilmente identificar por el color del sólido formado la identidad del catión presente en la solución, siendo notablemente reconocibles ambos hidróxidos de hierro por sus colores característicos. Lo que comprende parte de una tarea de caracterización, ahora la separación del compuesto sólido puede darse por filtración, y así obtener la fase sólida para completar análisis de tipo gravimétricos y cuantificar la cantidad de iones presentes en una solución.
Con base a los resultados mostrados en este ejercicio se pueden realizar prácticas de laboratorio con las cuales demostrar en un grupo de estudiantes el concepto de las reacciones de precipitación.
Y a su vez, demostrar que a partir de disoluciones desconocidas se puede formar un precipitado con el reactivo apropiado para la reacción deseada, dependiendo del catión que se quiera identificar; y con no más que la observación directa del producto, se puede identificar el catión presente en la solución, tal como sucedió en este ejercicio, donde, a partir de disoluciones con una tonalidad muy semejante se obtuvieron precipitados de colores bastante distintivos.
Bueno amigos, espero haber compartido información interesante para esta comunidad y que les puedan servir de referencia para otros posibles ensayos. ¡Hasta la próxima!
1. Skoog, D.; West,D; Holler, F.J; Crouch, S. (2001). Química analítica. McGraw-Hill Interamerica editores
2. Chang, R. (2010). química. Decima edicion . McGraw-hill Interamericana editores.
3.Atkins, P.; Jones, L. (2005). Principios de química. Tercera edición. Editorial medica panamericana
