Informe Nº5-Química General A2

PRÁCTICA Nº 4 Neutralización de NH3-Evaporación

1

RESUMEN En este informe que lleva como título neutralización –evaporización se centra en determinar

la cantidad de amoniaco que hay en ClNH 4 (cloruro de amonio) mediante el método de

neutralización y evaporando la solución.

Para poder calcular el peso del amoniaco mediando el método de neutralización se pudo

observar que el equivalente gramo del NaOH en exceso es igual al equivalente gramo del

HCl y que el equivalente gramo del NaOH que reacciona es igual al equivalente gramo del

3NH evaporado.

De igual manera se trata con una muestra de álcalis para determinar el porcentaje de peso de

sus compuestos, de igual manera se tendrá que neutralizar estas soluciones.


2

INTRODUCCIÓN En el presente informe se verán métodos para determinar el contenido y composición de

diferentes sustancias de una mezcla.

Uno de ellos es la titulación ácido – base, por éste método, utilizando una solución de algún

ácido de concentración conocida, se puede realizar la determinación cuantitativa de álcalis

(acidimetría) o, empleando una solución valorada de algún álcali, se puede determinar la

concentración de los ácidos en una mezcla (alcalimetría). Para ello se utiliza también

indicadores como Fenolftaleina y el anaranjado de metilo.

Otro de los métodos es la neutralización para determinar el contenido de amoniaco

evaporando una solución de cloruro de amonio con hidróxido de sodio.


3

PRINCIPIOS TEÓRICOS NEUTRALIZACIÓN

Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base. Generalmente,

en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, que es un compuesto iónico

formado por un catión distinto del +H y un anión distinto del −OH y −2O .

aguasalbaseácido +⎯→⎯+

La sustancia conocida como sal de mesa, NaCl , es producto de la reacción ácido-base.

( ) ( ) ( ) ( )lacacac OHNaClNaOHHCl 2+⎯→⎯+

Sin embargo, puesto que tanto el ácido como la base son electrolitos fuertes, están

completamente ionizados en la disolución. La ecuación iónica es

( )lacacacacacac OHClNaOHNaClH 2)()()()()()( ++⎯→⎯+++ −+−+−+

Por lo tanto, la reacción se puede representar por la ecuación iónica neta

( )lacac OHOHH 2)()( ⎯→⎯+ −+

Tanto el +Na como el −Cl son iones espectadores.

Si en la reacción anterior se hubiera iniciado con iguales cantidades molares del

ácido y la base, al final de la reacción únicamente se tendría una sal y no habría ácido o base

remanente. Ésta es una característica de las reacciones de neutralización ácido-base.

Una reacción entre un ácido débil como el ácido cianhídrico ( HCN ) y una base

fuerte es

( ) ( ) ( ) ( )lacacac OHNaCNNaOHHCN 2+⎯→⎯+


4

Debido a que el HCN es un ácido débil, no se ioniza de manera perceptible en disolución.

Por lo tanto, la ecuación iónica se escribe como

( ) ( )lacacacacac OHCNNaOHNaHCN 2)()()()( ¡ ++⎯→⎯++ −+−+

y la ecuación iónica es

( ) ( )lacacac OHCNOHHCN 2)()( +⎯→⎯+ −−

Obsérvese que sólo el +Na es un ión espectador; −)(acOH y −

)(acCN no lo son.

Los siguientes ejemplos también son reacciones de neutralización ácido-base,

representadas por las ecuaciones moleculares:

( ) ( ) ( ) ( )lacacac OHKFKOHHF 2+⎯→⎯+

( ) ( ) ( ) ( )lacacac OHSONaNaOHSOH 24242 22 +⎯→⎯+

( ) ( ) ( )acacac NONHNHHNO 3433 ⎯→⎯+

La última ecuación se ve distinta porque no muestra el agua como producto. Sin embargo, si

el ( )acNH3 se expresa como +)(4 acNH y −

)(acOH , como se mencionó antes, la ecuación se

convierte en

( ) ( ) ( )lacacacac OHNONHOHNHHNO 234)()(43 +⎯→⎯++ −+

ÁCIDOS Y BASES

A través del tiempo, los químicos han buscado relacionar las propiedades de los ácidos y las

bases con sus composiciones y estructuras moleculares. Para 1830 ya era evidente que todos

los ácidos contienen hidrógeno, pero no todas las sustancias que contienen hidrógeno son

ácidos. Durante la década de 1880, el químico sueco Svante Arrhenius (1859-1927) vinculó


5

el comportamiento ácido con la presencia de iones +H y el comportamiento básico con la

presencia de iones −OH en disoluciones acuosas.

Arrhenius definió a los ácidos como sustancias que producen iones +H en agua y a

las bases como sustancias que producen iones −OH en agua. De hecho, las propiedades de

las disoluciones acosas de ácidos, como sabor agrio, se deben al +)(acH , mientras que las

propiedades de las disoluciones acuosas de bases se deben al −)(acOH . Con el tiempo, el

concepto de ácidos y bases de Arrhenius se estableció de la siguiente forma:

• Un ácido es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la concentración

de iones +H .

• Una base es una sustancia que, cuando se disuelve en agua, aumenta la

concentración de iones −OH .

El cloruro de hidrógeno es un ácido de Arrhenius. El cloruro de hidrógeno gaseoso es

muy soluble en agua debido a su reacción química con ésta, la cual produce iones

hidratados +H y −Cl : −+ +⎯⎯→⎯ )()()(

2acac

OHg ClHHCl

La disolución acuosa de HCl se conoce como ácido clorhídrico. El ácido concentrado

tiene aproximadamente 37% de HCl en masa y es 12 M en HCl . Por otra parte, el

hidróxido de sodio es una base de Arrhenius. Como el NaOH es un compuesto

iónico, se disocia en iones +Na y −OH cuando se disuelve en agua y por consiguiente

libera iones −OH en disolución.

ÁCIDOS Y BASES DE BRØNSTED -LOWRY

El concepto de Arrhenius sobre los ácidos y las bases, aunque es útil, tiene

limitaciones. Una de ellas es que está restringido a las disoluciones acuosas. En 1923 el

químico danés Johannes Bronsted (1879-1947) y el químico ingles Thomas Lowry (1874-

1936) propusieron de forma independiente una definición más general de los ácidos y las

bases. Su concepto se basa en el hecho de que las reacciones ácido-base involucran la

transferencia de iones +H de una sustancia a otra.


6

Bajo esta teoría surgen las siguientes observaciones y definiciones:

• Ácido: Sustancia que en solución acuosa dona o cede protones ( +H ).

• Base: Sustancia que en solución acuosa recibe protones.

• Hidronio ( )+OH 3 : Ión que resulta de una interacción fuerte entre el +H y el

OH 2 .Por cuestiones de sencillez y convención con frecuencia se utiliza +H , sin

embargo, el ión ( )+OH 3 es la representación mas cercana a la realidad.

• Anfótero: Sustancia que actúan tanto como ácido que como base, es decir, puede

donar o aceptar un protón. Ejemplo: El agua ( )OH 2 .

• Par conjugado: Se conoce como un ácido y una base que sólo difieren en la

presencia o ausencia de un protón. Entonces se deduce que: Todo ácido tiene una

base conjugada, la cual se forma eliminando un protón del ácido. De forma similar,

toda base está asociada con un ácido conjugado, el cual se forma adicionando un

protón a la base.

ÁCIDOS Y BASES DE LEWIS

Se llama ácido de Lewis a las moléculas o iones que pueden aceptar el compartir pares de

electrones de otras moléculas o iones a las que se denomina bases de Lewis. El químico

estadounidense G. N. Lewis enunció en 1923 y desarrolló en 1938 su teoría más general de

ácidos y bases:1

El ácido debe tener su octeto de electrones incompleto y la base debe tener algún par de

electrones solitarios. El amoniaco es una base de Lewis típica y el trifluoruro de boro un

ácido de Lewis típico. La reacción de un ácido con una base de Lewis da como resultado un

compuesto de adición. Los ácidos de Lewis tales como el cloruro de aluminio, el trifluoruro


7

de boro, el cloruro estánnico, el cloruro de zinc y el cloruro férrico son catalizadores

sumamente importantes de ciertas reacciones orgánicas.

De esta forma se incluyen sustancias que se comportan como ácidos pero no cumplen la

definición de Brønsted y Lowry, y suelen ser denominadas ácidos de Lewis. Puesto que el

protón, según esta definición, es un ácido de Lewis (tiene vacío el orbital 1s, en donde alojar

el par de electrones), todos los ácidos de Brønsted-Lowry son ácidos de Lewis.

• Ejemplos de ácidos de Brønsted y Lowry: HCl, HNO3, H3PO4.

• Ejemplos de ácidos de Lewis: Ag+, AlCl3, CO2, SO3.


8

DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos

1.1. Materiales

• 2 matraces erlenmeyer de 250 mL

• Bureta de 50 mL y soporte universal

• Piceta

• Bagueta

• Pipeta de 10 mL

• Mechero o cocinilla eléctrica

• Rejilla

• Termómetro

1.2. Reactivos

• Cloruro de amonio ( ClNH 4 )

• Hidróxido de sodio ( NaOH ) o.500 N (solución valorada)

• Ácido clorhídrico ( HCl ) 0.500 N. (solución valorada)

• Indicador:

o Anaranjado de Metilo

o Fenolftaleina

• Agua destilada

• Papel de tornasol

• Muestra (mezcla de álcalis)

2. Procedimiento Experimental

2.1. Obtención de Amoniaco

• En una luna de reloj se pesó exactamente 0.300 g de ClNH 4 , colocar en un

matraz erlenmeyer de 250 mL y disolver con 100 mL de agua.


9

• Se agregó el matraz y se añadió 20.0 mL de NaOH 0.500 M, removiéndose

suavemente para efectuar una buena mezcla teniendo en cuenta de no perder

muestra.

• Se calentó suavemente hasta

ebullición y se dejó que siga

hirviendo para la eliminación del

amoniaco producido el que se

identifica colocando un papel de

tornasol rojo y humedecido en la

boca del matraz.

• El calentamiento terminó cuando el

color del papel que se acerca a la

boca del matraz ya no cambia de

rojo a azul. Luego se mojo una

manta o trapo y se procedió a

cubrirlo al matraz para enfriar.

• Se tituló luego con HCl 0.500 N empleando anaranjado de metilo como

indicador (2 a 3 gotas), el remanente de NaOH contenido en el matraz; se

anotó el volumen de ácido gastado en la neutralización.

2.2. Mezcla de Álcalis

• Se recibió una muestra correspondiente a una mezcla

de 32CONa y 3NaHCO cuyo porcentaje no se conoce.

• Se procedió a la titulación con HCl 0.500 N, empleando como indicador

primero Fenolftaleina hasta que cambie de color, el volumen de ácido

utilizado fue registrado. Se agregó a continuación al mismo matraz 3 a 4

gotas de anaranjado de metilo y se continuó titulando con el mismo ácido

hasta que cambió de color (rojo fresa), se anotó el nuevo volumen de ácido

gastado.

• Con el volumen de ácido gastado en cada titulación se hacen los cálculos

correspondientes


10

DISCUSIÓN DE RESULTADOS Obtención del amoniaco

Se determina el peso teórico del NH3 los cálculos se realizan en base a la cantidad de

NH4Cl pesado y aplicando la primera ecuación se obtiene el peso teórico de NH4OH.

Luego se aplica la siguiente ecuación y se obtiene el peso teórico de NH3

(Peso del amoniaco teórico)

(Peso del amoniaco experimental)

Para que el experimento tenga un margen de error mínimo como el hallado en la práctica se

debió a que se siguió los siguientes pasos:

Pesar correctamente l amuestra de NH4Cl (s), realizando una disociación del solido

homogéneamente sin presencia de precipitados, al momento de observar el volumen de las


11

titulaciones de NaOH y HCl anotar exactamente el volumen que es indicada por la tangente

del menisco formado.

Es necesario observar y precisar que todo el amoniaco de la reacción de pirolisis sea

liberado NH3 (g).

Mezcla de Álcalis

En esta experiencia la vital importancia para aproximarnos a los porcentajes promedios del

carbonato y bicarbonato es la correcta titulación y la medición del volumen de la mezcla.

Otro paso del procedimiento que nos acerca a la razón real promedia es la exacta

observación del cambio de viraje al momento de la titulación, pues es donde debemos parar

para no alterar el proceso y obtener un mal cálculo.

Debido a los correctos pasos seguidos por el grupo en la práctica para la realización del

cálculo del porcentaje de peso de los componentes de la mezcla, hallamos una razón

próxima a la promediada.

Entonces con los pesos ya obtenidos de los carbonatos procedemos a hallar el porcentaje en

peso de cada componente de la mezcla, mediante la siguiente fórmula:


12

CONCLUSIONES • En la reacción de producción de amoniaco, este tiene que ser eliminado completamente

por evaporación para que la solución sea totalmente básica, y mediante la titulación

poder determinar la cantidad de amoniaco en la mezcla.

• Mediante el método de titulación ácido – base es posible determinar las proporciones en

que se encuentra cada uno de los componentes de una mezcla, ya sea en fase líquida o

sólida.

• Para este tipo de método es muy útil el uso de indicadores, ya que nos permite saber con

precisión cuando una mezcla se ha neutralizado por completo.


13

RECOMENDACIONES • Hay que revisar que los equipos este en buen funcionamiento.

• Conocer que tipo de indicadores nos permiten desarrollar mejor la experiencia.

• Tener previo conocimiento del tema, tales como ley de equivalentes, normalidad, etc.

BIBLIOGRAFÍA

• CHANG, Raymond. Quimica general. Editorial Mc Graw - Hill. Novena edición.

2007.

• BROWN-LEMAY. Química “La ciencia central”. Editorial Prentice Hall.

Decimoprimera edición. 2009.


14

ANEXOS

CUESTIONARIO 1. De acuerdo con los cálculos y resultados ¿Cuál es el % de rendimiento en la obtención

de amoniaco?, ¿Es posible determinar el contenido de nitrógeno en el amoniaco

obtenido?

2. ¿Explique porqué es necesario eliminar por evaporación todo el amoniaco producido?

Se tiene que eliminar todo el amoniaco de la solución para que cuando se titule con el fin

de hallar los equivalentes-gramo del NaOH que reaccionó no afecte para cuando se

titule con NaOH .

3. Menciones tres posibles fuentes que pueden determinar un alto % de error en la

experiencia.

• Mala pesada de la muestra de ClNH 4

• Sobrepaso en el volumen utilizado de HCl al momento de la titulación

• Incapacidad de determinar si se había evaporado todo el 3NH mediante el papel

tornasol.

4. Una muestra impura de 0.200 g de NaOH requiere 18.25 mL de HCl 0.241 M para

neutralizarse. ¿Qué porcentaje de NaOH contiene la muestra?

Sabemos que PeqmgEq =−# ; mol

gNaOHM 40=

( ) ( ) ( )( )

%88%100200.0176.0%100%

176.01040.440

1040.4#1025.18241.0#

3

3

3

=×=×=

=⎯→⎯×=

×=−

××=−

−

−

−

muestra

NaOHmuestra

molg

mmNaOH

gmmNaOHgEq

NNaOHgEq

5. Si, se agregan 4.0 g de NaOH a 500 mL de HCl 0.1 M. La solución resultante ¿será ácida

o básica? Demuestra tu respuesta.

Veamos:

Se sabe que por ley de equivalente y titulación: ( ) ( )ácidogEqbasegEq −=− ##

Para el NaOH


15

( ) gEqLNVNNaOHgEqNMN

ML

molesVnMmolesg

Mmngm

HClsolNaOH

molgeq

sol

sto

molgNaOH

−=×=×=−

=×=⎯→⎯=

===⎯→⎯===⎯→⎯=

−

−

1.05.02.0#2.01

2.05.0

1.01.040

44

θθ

Ahora para el HCl

( ) gEqLNVNHClgEqNMN

HClsolHCl

molgeq

−=×=×=−

=×=⎯→⎯=

−

−

05.05.01.0#1.01 θθ

Se aprecia que el número de equivalentes-gramo de NaOH es mayor que el de HCl , esto

indica que al realizar la titulación quedará un exceso de NaOH , que al interactuar con

el OH 2 liberará iones −OH y le dará el carácter básico a la solución resultante.

6. Para 25 mL de solución que contiene 32CONa y 3NaHCO en presencia de fenolftaleina se

gastó 9.5 mL de HCl , y en presencia de anaranjado de metilo 25 mL de HCl 0.06N.

¿Cuántos gramos de carbonato y bicarbonato de sodio hay en 125 mL de muestra?

Veamos:

25 mL de 32CONa y 3NaHCO

En presencia de Fenolftaleina: 9.5 mL HCl 0.06N

Para el 32CONa : molg

CONaM 10632 =

( ) ( )

gmLmL

gLuego

gmmL

LmLNm

HClgEqCONagEq

CONaCONa

3021.01252506042.0:

06042.01

105.906.02

#2#

32

32

3

2106

32

=×

=⎯→⎯×××=

−=−−

En presencia de anaranjado de metilo: 25mL HCl 0.06N

( ) ( )

( )

gmLmL

gLuego

gmmL

LmLNm

HClgEqNaHCOgEq

CONaCONa

3906.01252507812.0:

07812.01

105.92506.084

##

32

32

3

3

=×

=⎯→⎯×−×=

−=−−


16

7. 60 mL de HCl 0.2N disuelve completamente a una muestra sólida de 3CaCO y para

neutralizar el HCl en exceso se gastó 13 mL de NaOH 0.1N. ¿Cuántos gramos de

carbonato se encontraban en la muestra inicial?

Documents

Informe Nº5-Química General A2