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PRÁCTICA Nº 6 Neutralización de NH3-Destilación

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RESUMEN En el presente informe se observa la obtención de amoniaco mediante la destilación a partir

de ClNH 4 (cloruro de amonio) esto sucede al calentar el cloruro de amonio se obtendrá:

)()(34 acg HClNHClNH +⎯→⎯∆

Como se observa libera amoniaco y agua, este amoniaco es trasladado mediante un

refrigerante a un matraz Erlenmeyer, que contiene HCl (ácido clorhídrico), agua destilada y

gotas de anaranjado de metilo, nos dará un color rojo grosella, esta solución al mezclarse

con el amoniaco nos dará la siguiente reacción:

ClNHHClNH 43 →+

Se observa que el color no cambia debido al exceso de HCl , la solución cambiara de color al

momento de titular con el NaOH, esto nos da la siguiente relación:

( ) ( )gastadoexceso NaOHgEqHClgEq −=− ##


2

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

diferentes sustancias de una mezcla.

Uno de ellos es la titulación ácido-base, por este 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 un indicador

como el anaranjado de metilo.

Otro de los métodos es la neutralización para determinar el contenido de amoniaco ( 3NH )

evaporando una solución de cloruro de amonio ClNH4 con hidróxido de sodio NaOH .

Los objetivos a cumplir son:

• Determinar el contenido de amoniaco por el método de neutralización por destilación de

sus soluciones.

• Aplicar el método de titulación por retroceso o titulación indirecta.


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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+⎯→⎯+


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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


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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.


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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


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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.

DETALLES EXPERIMENTALES 1. Materiales y Reactivos


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1.1. Materiales

• Balón de destilación e base plana de 500 mL

• Matraz Erlenmeyer de 250 mL

• Bureta de 50 mL

• Pisceta

• Refrigerante

• Tubo de vidrio de 15cm

• Manguera de 10cm

• Soporte Universal

• Pinzas para el refrigerante y balón

• Mechero, Aro y rejilla

1.2. Reactivos

• Cloruro de amonio ( ClNH 4 )

• Hidróxido de sodio ( NaOH ) al 5% y 0.500 N

• Ácido clorhídrico ( HCl ) 0.500 N

• Indicador:

o Anaranjado de Metilo

• Agua destilada

2. Procedimiento Experimental

• Se armó el EQUIPO DE DESTILACIÓN, teniendo en cuenta el esquema mostrado

en la Fig. 1.

El balón de


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destilación y el matraz colector deben estar unidos al tubo de vidrio del refrigerante

mediante tapones de jebe horadados. El tubo de vidrio que traslada los destilados

debe hallarse por debajo del nivel del ácido, contenido en el matraz erlenmeyer.

• En una luna de reloj se pesó 0.500g de ClNH 4 y añadiendo alícuotas de agua

destilada se disolvió en un vaso de precipitado pequeño y se trasvasó al balón de

destilación; hasta obtener aproximadamente una solución de 150 mL. Se agitó la

mezcla hasta su homogenización completa y luego se añadió 10.0 mL de NaOH al

15%; se removió suavemente para efectuar una buena mezcla.

• En el matraz de Erlenmeyer (usando como colector de los destilados) se vertió

25.0mL de HCl 0.500N, se diluyo con 50.0mL de agua destilada y se añadieron 2 ó 3

gotas del indicador anaranjado de metilo.

• Se encendió luego el mechero, se calentó el balón hasta ebullición y se dejó hervir

durante 25 minutos para que destile todo el amoniaco formado. Luego, con cuidado,

se retiró de la solución el tubo de vidrio colector, se apagó el mechero y se lavó el

tubo de vidrio interior y exteriormente con agua destilada.

• Se tituló con NaOH 0.500N el remanente de HCl; contenido en el matraz colector;

que no ha sido neutralizado por el amoniaco destilado.

• Se anotaron las cantidades de reactivos y volumen de titulante usados.

DISCUSIÓN DE RESULTADOS


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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 sabes

con precisión cuando una mezcla se ha neutralizado por completo.

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.

• Colocar correctamente los materiales empleados en esta práctica.

BIBLIOGRAFÍA

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

2007.

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

Decimoprimera edición. 2009. ANEXOS

CUESTIONARIO 1. Diga que tipo de mezcla es la que se destila y describa brevemente el proceso de

disolución a nivel molecular.


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La mezcla que se destila en la práctica es una mezcla homogénea debido a que solo presenta

una sola fase (cloruro de amonio, agua e hidróxido de sodio).

Cuando una sustancia (el soluto) se disuelve en otra (el disolvente), las partículas del soluto

se dispersan en el disolvente.

2. ¿Qué es solvatación? Indique los factores que influyen en el grado de solvatación.

La solvatación es el proceso de atracción y asociación de moléculas de un disolvente con

moléculas o iones de un soluto. Al disolverse los iones en un solvente, se dispersan y son

rodeados por moléculas de solvente.

Alguno de los factores que influyen en el grado de solvatación puede ser el tamaño del ion

ya que al tener mayor tamaño moléculas de solvente son capaces de rodearlo, y más

solvatado se encuentra el ion.

3. Mencione las propiedades coligativas de las disoluciones y diga de que dependen.

Se llaman propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen

únicamente de la concentración molar es decir, de la cantidad de partículas de soluto por

partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas

con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida,

cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.

4. Si se confina en una botella cerrada una mezcla de alcohol etílico y éter etílico: ¿Están

presentes las dos sustancias en el vapor? Explique.

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

neutralizarse. ¿Qué porcentaje de NaOH contiene la muestra?

Para HCl:

LV 31025.18 −×= NN 241.0= N = 0,241N

( ) ( ) gEqLL

gEqHClgEq −×=××⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

=− −− 33 1040.41025.18241.0#

Para NaOH:


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¿?=m , Pero: eqm

mgeq =−#

Siendo: θMmeq = donde

molgEq −

= 1θ

gEqgm

molgEqmol

g

eq −==

−40

140

En la neutralización se cumple: ( ) ( )basegEqácidogEq −=− ##

gmm

gEq NaOHgEq

gNaOH 13 1076.1

401039.4 −

−

− ×=⎯→⎯=−×

%88%100200.0176.0100% =×=×=

muestra

NaOH

mm

NaOH

6. Si se agregan 4.0g de NaOH a 500mL de HCl 0.1M. La solución resultante ¿Será ácida o

básica? Demuestre su respuesta.

Para NaOH:

gMasa 0.4=

gEqggEqgEq

g−==−

−

1.040

0.4#

Para HCl:

LV 5.0= ( ) NHClN 1.0=

( ) ( ) gEqLL

gEqHClgEq −=⎟⎠⎞

⎜⎝⎛ −

=− 05.05.01.0#


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Vemos que el número de equivalente del NaOH es mayor que el de HCl , ellos implica que

quedará un exceso de NaOH , por lo tanto la solución resultante será ácida.

7. Se hace reaccionar NaOH con 42SOH .

a. Escribe la ecuación balanceada para la reacción que producen.

OHSONaNaOHSOH 24242 22 +⎯→⎯+

b. ¿Cuántos mL de NaOH 0.10M se necesitan para reaccionar con 0.0050 moles

de 42SOH ?

Por relación estequiométrica tenemos:

( ) ( )( ) ( )NaOHmol

SOHmolNaOHmolSOHmol 01.0

12005.0

4242 =

mLLmolVVmol

Lmol

Lmol

1001.010.001.001.010.0 ===⎯→⎯=

c. ¿Cuántos gramos de 42SONa se formarán?

( ) ( )( )

( )( ) ( )42

4242 71.01

1422

101.0 SONagNaOHmol

SONagNaOHmol

SONamolNaOHmol =××

gm SONa1101.7

42

−×=

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