(Universidad del Perú, DECANA DE AMÉRICA)

FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA – 071

LABORATORIO DE QUÍMICA GENERAL II

PRÁCTICA 4: Neutralización- Destilación

INTEGRANTES:

*ESPINOZA CHAVEZ, RAYSSA STEPHANI 10070191 *MENDOZA CASTILLO, JUAN ANDRE 10070190*VEGA OLCESE, DANIEL FRANCISCO 10070216

PROFESOR: HUGO GALARRETA DIAZ

Ciudad Universitaria, 25 de octubre del 2010

ÍNDICE

1

Página

Carátula 1

Índice 2

Resumen 3 Principios Teóricos 4 Detalles experimentales 7

Cálculos y resultados 10

Conclusiones 12

Recomendaciones 13

Apéndice 14

Resumen

2

Esta es la sexta práctica que hemos realizado con gran provecho debido a que hemos aprendido muchas cosas como por ejemplo: hemos aprendido a determinar el contenido de amoniaco mediante la destilación a partir de su solución y aplicación posterior de la neutralización ácido-base. También hay otro importante tema que hemos sabido realizar con eficacia como lo es la titulación por retroceso o titulación indirecta.

Cabe recalcar que en esta práctica es muy importante cohesionar de forma correcta los aparatos que conforman el equipo de destilación de vapores de amoniaco, ya que ante cualquier orifico mal tapado o pieza mal colocada el experimento resultará un fracaso.

Pasando al tema de los resultados debemos decir que fueron fáciles de obtener a la hora de operar matemáticamente pero trabajoso al momento de obtener las cantidades usadas en la titulación indirecta y en lo de amoniaco.

Los resultados numéricos fueron los siguientes: el peso teórico del amoniaco fue de 0,16g y su peso experimental fue de 0,204g por lo que así podemos deducir que el porcentaje de error es de -25% (en exceso). Es primordial recomendar llevar puesta la mascarilla debido al fuerte olor del amoniaco y tener cuidado al momento de usar el mechero de bunsen, esta demás decir que se lleva puesto el guardapolvo.

Principios teóricos

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Acidimetría y alcalimetría

Los procesos de alcalimetría y acidimetría son ambos, métodos de análisis cuantitativos y volumétricos, pero son métodos inversos entre ellos.

En el caso de la alcalimetría, se hace referencia a la forma de hallar la concentración de una solución alcalina, o también de la determinación de la cantidad de álcali que posee una sustancia.

El álcali, suelen ser los óxidos, hidróxidos, o carbonatos del grupo de los alcalinos. Estos juegan el papel de bases fuertes, siendo bastante solubles en agua. Un ejemplo típico de álcali es el amoníaco.

Por otro lado, la acidimetría, es el método que se encarga de determinar la cantidad de ácido que se encuentra de manera libre en una disolución.En ambos métodos, se utilizan los mismos procesos.

En los laboratorios, para llevar a cabo los métodos de la acidimetría y la alcalimetría, siempre se parte de soluciones ácidas o alcalinas, que nos sirven de patrón, para así poder determinar la concentración.

Generalmente el HCl se utiliza como ácido, pues es útil en la preparación de soluciones con exacta concentración. El segundo ácido más utilizado es el ácido sulfúrico.

Cuando usamos como ácido el HCl, su concentración suele oscilar entre los valores 10.5 y 12, con una normalidad aproximada, pudiendo ser valoradas a posteriori de manera volumétrica.

En el caso de las soluciones alcalinas, suelen usarse más variedad de sustancias, pero quizás la más utilizada sea el hidróxido sódico, seguida de otras como el hidróxido potásico, o el hidróxido de amonio.

En cuanto a los indicadores, podemos clasificarlos en neutros, indicadores que son sensibles a los ácidos, e indicadores que son sensibles a las bases. Cuando son usados en agua pura, los indicadores de tipo neutro tomaran el color de transición; los indicadores sensibles a los ácidos, tomaran el color ácido correspondiente, y por último, los sensibles a las bases, tendrán el color alcalino.

Destilación

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La destilación es la operación de separar, mediante vaporización y condensación, los diferentes componentes líquidos, sólidos disueltos en líquidos o gases licuados de una mezcla, aprovechando los diferentes puntos de ebullición (temperaturas de ebullición) de cada una de las sustancias ya que el punto de ebullición es una propiedad intensiva de cada sustancia, es decir, no varia en función de la masa o el volumen, aunque sí en función de la presión.

Destilación simple

El aparato utilizado para la destilación en el laboratorio es el alambique. Consta de un recipiente donde se almacena la mezcla a la que se le aplica calor, un condensador donde se enfrían los vapores generados, llevándolos de nuevo al estado líquido y un recipiente donde se almacena el líquido concentrado.

En la industria química se utiliza la destilación para la separación de mezclas simples o complejas. Una forma de clasificar la destilación puede ser la de que sea discontinua o continua.

En el esquema que se presenta a continuación se puede observar un aparato de destilación simple básico:

1. Mechero, proporciona calor a la mezcla a destilar. 2. Ampolla o matraz de fondo redondo, que deberá contener pequeños

trozos de material poroso (cerámica, o material similar) para evitar sobresaltos repentinos por sobrecalentamientos.

3. Cabeza de destilación: No es necesario si la retorta tiene una tubuladura lateral.

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4. Termómetro: El bulbo del termómetro siempre se ubica a la misma altura que la salida a la entrada del refrigerador. Para saber si la temperatura es la real, el bulbo deberá tener al menos una gota de líquido. Puede ser necesario un tapón de goma para sostener al termómetro y evitar que se escapen los gases (muy importante cuando se trabaja con líquidos inflamables).

5. Tubo refrigerante. Aparato de vidrio, que se usa para condensar los vapores que se desprenden del balón de destilación, por medio de un líquido refrigerante que circula por éste.

6. Entrada de agua: El líquido siempre debe entrar por la parte inferior, para que el tubo permanezca lleno con agua.

7. Salida de agua: Casi siempre puede conectarse la salida de uno a la entrada de otro, porque no se calienta mucho el líquido.

8. Se recoge en un balón, vaso de precipitados, u otro recipiente. 9. Fuente de vacío: No es necesario para una destilación a presión

atmosférica. 10.Adaptador de vacío: No es necesario para una destilación a presión

atmosférica.

Neutralización ácido-base

El pH en el punto de equivalencia de una reacción de neutralización es diferente según la fortaleza del ácido y/o la base que se neutraliza.Los indicadores que indican el punto de equivalencia no son igual de útiles para todas las reacciones.

- Reacciones de neutralización entre ácido fuerte (HCl) y base fuerte Na(OH). El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidronio han sido neutralizados por los iones hidroxilo, para dar H2O

El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que:

el Cl - procede de un ácido fuerte (es una base débil frente al agua): no se hidroliza.

el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua): no se hidroliza.

DETALLES EXPERIMENTALES

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Materiales

2 soportes universales Refrigerante Embudo Bagueta Vaso de precipitado 2 pinzas para refrigerante y balón Matraz erlenmeyer de 250 mL. Balón de destilación de 500 mL Tubo de jebe de 15 cm Bureta de 50 mL. Piceta

Reactivos

Cloruro de amonio (sólido) Hidróxido de sodio al 15 % y 0,5 N Acido clorhídrico 0,5 N Anaranjado de metilo Agua destilada

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PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL

Primero procedemos a instalar el equipo, el cual va a ser muy importante para nuestra práctica, aquí empleamos el balón de destilación, el refrigerante unido al tubo de vidrio, el cuál esta unido mediante el tapón de jebe horadado y el colector (matraz de erlenmeyer), además el tubo de vidrio debe hallarse por debajo del nivel de ácido. El equipo de instalación debe ser de la siguiente manera:

Segidamente taramos el vaso de precipitado y enseguida pesamos 0,50g de cloruro de amonio (NH4Cl), procedimos a colocar alícuotas de agua destilada y se agita hasta observar la disolución de la sal por completo, luego añadimos más agua destilada hasta llegar a unos 150 mL aproximadamente y lo trasvasamos al balón de destilación.

Luego añadimos 10 mL de NaOH al 15 % y agitamos la mezcla para homogeneizarla.

En el colector (matraz erlenmeyer) colocamos 25 mL de HCl 0,500 N y 50 mL de agua destilada, además agregamos 3 gotas de indicador anaranjado de metilo. Observamos que la solución cambia de color, de sustancia incolora a una rojiza. Esto indica la presencia del medio ácido.

Procedimos a encender el mechero, calentamos el balón hasta ebullición y se dejó hervir durante 30 minutos aproximadamente para que se destilara todo el amoniaco. Después quitamos con cuidado el colector, apagamos el mechero y destapamos el balón de destilación.

Antes de todo este procedimiento procedimos a instalar el equipo, el cual va a ser muy importante para nuestra práctica, aquí empleamos el balón de destilación, el refrigerante unido al tubo de vidrio, el cuál esta unido mediante el tapón de jebe horadado y el colector (matraz de erlenmeyer), además el tubo de vidrio debe hallarse por debajo del nivel de ácido. El equipo de instalación debe ser de la siguiente manera:

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En la última parte, se ha observado el amoniaco destilado ha neutralizado parte del HCl, entonces el resto del HCl, que esta en exceso, se titula con NaOH 0,5 N. Hasta obtener la neutralización, observando el cambio de color del matraz, de un color rojizo, va a pasar a un color anaranjado, donde esto indica que la solución del matraz se encuentra en medio neutro.

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CÁLCULOS

1. Determinación del Peso Teórico del NH3

NH4Cl(ac) + 2NaOH(ac) → NH4OH(ac) + NaCl(ac) + NaOH

NH4OH(ac) + NaCl(ac) + NaOH(ac) → NH3(g)+ NaCl(ac)+ NaOH(exceso)+ H2O(l)

En base a la cantidad de NH4OH(ac) pesado y a la primera ecuación , hallemos el peso teórico del NH4OH (ac) :

0,3 g de NH4 Cl x 1mol de NH4 Cl

54g de NH4 Clx

1 mol de NH4 OH

1mol de NH4 Clx

35g de NH4 OH

1 mol de NH4 OH=0 . 33g NH 4OH

Wteorico NH4OH = 0.033g

Obteniendo el peso teórico del NH4OH y utilizando las ecuaciones ya antes mencionadas podemos obtener el peso teórico del NH3, de esta manera:

0 ,33g de NHOH x 1 mol de NH4 OH

35g de NH3

x1 mol de NH3

1mol de NH4OHx

17g de NH3

1 mol NH3

=0 .158g NH 3

Wteórico NH3 = 0.16g

2. .Determinación del Peso experimental del NH3

Utilizando los siguientes datos y ecuaciones, prosigamos a determinar el peso experimental del NH3:

Datos:

Eq destilado de NH3 = Eq HCl reaccionante

Remanente de HCl (cantidad sobrante de HCl) = Eq HClexceso = VNaOH x NNaOH

Volumen gastado de NaOH en titulacion = 0.0012L

Ecuaciones y operaciones:

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HCl (exceso) + NaOH (titulante) → NaCl (ac) + H2O

Eq HCltotal inicial = NHCl x VHCl

Eq HClexceso = NNaOH valorado x VNaOH gastado

Eq HCldestilado= Eq HCltotal inicial = Eq HClreaccionante + Eq HClexceso

Eq HClreaccionante = Eq HCltotal inicial - Eq HClexceso

Eq HClreaccionante = NHCl x VHCl - NNaOH x VNaOH Gastado

Eq HClreaccionante = 0.5eq-g/L x 0.025L - 0.0012L x 0.5eq-g/L

Eq HClreaccionante = 0.0119eq-g

Teniendo en cuenta finalmente que el

Eq HClreaccionante = Eq NH3 = WNH3 exp / Peq NH3

WNH3 exp = Eq NH3 x Peq NH3

WNH3 exp =0.0119eq-g NH3 x 17g/ eq-g NH3

WNH3 exp = 0.20g NH3

Ahora utilizamos el peso teórico y el experimental para hallar el % de error:

% Error = ( wteórico - w experimental ) / Wteórico x 100%

% Error = (0.16g NH3 - 0.20g NH3) / 0.16g NH3 x 100%

% Error = 25%

Conclusiones

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Aprendimos a emplear el método de titulación por retroceso o por destilación (titulación indirecta). Además, es muy indispensable el instalado del equipo de destilación, para así obtener una mejor solución y tener una correcta información al momento de hacer nuestros cálculos.

Además, esta práctica, nos sirve determinar el contenido de amoniaco, con la cual hemos trabajado, por el método de neutralización. Ya que después, para de la destilación se procede a titular, el HCl(exceso) con el NaOH, con la finalidad, de obtener el volumen gastado del NaOH, para proceder a nuestros cálculos.

El peso del NH3 obtenido mediante la destilación de la solución alcalina y de su neutralización Acido-Base (neutralización del remanente de HCl con NaOH) es 0.20g, siendo el peso teórico 0.16g obtenemos un porcentaje de error del 25%.

El rendimiento de la reacción no fue de 100% o muy cercano a este por las posibles impurezas de los reactivos o las posibles deficiencias y errores q poseen los materiales volumétricos y los materiales de seguridad.

El porcentaje de error negativo es por exceso y el porcentaje d error positivo es por defecto, pero siempre teniendo en cuenta que siempre se opta por tomar un valor absoluto.

Se neutralizo el NH3 utilizando la concentración conocida de una solución acida (Acidimetría).

Se utilizo apropiadamente el método de titulación indirecta.

Se puede determinar la concentración, el peso y el porcentaje de pureza del amoniaco mediante la destilación.

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RECOMENDACIONES

Al momento de encender el mechero, girar la ventanilla de aire, para así utilizar la llama no luminosaDebemos tener mucho cuidado al momento de armar el equipo de destilación, que estén bien sellados los tapones, para que no haya fuga del gas que se esta destilando.

APÉNDICE

Cuestionario

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1. Diga que tipo de mezcla es la que se destila y describa brevemente el proceso de disolución a nivel molecular?

Cuando una sustancia se disuelve en otra, las partículas del soluto se dispersan en el disolvente. Las partículas de soluto ocupan posiciones que estaban ocupadas por moléculas de disolvente. En este caso, Los iones que estaban juntos debido a un enlace iónico se separan, el NH4 con el Cl y el Na con el OH estaban juntos pero al diluirse se separan ya que los enlaces iónicos no son muy fuertes comparados a los enlaces covalentes.

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

La solvatación es un proceso que consiste en la atracción y agrupación de las moléculas que conforman un disolvente, o en el caso del soluto, sus iones. Cuando se disuelven los iones de un disolvente, éstos se separan y se rodean de las moléculas que forman el disolvente. Cuanto mayor es el tamaño del ion, mayor será el número de moléculas capaces de rodear a éste, por lo que se dice que el ion se encuentra mayormente solvatado.

Los factores que influyen en la solvatación son las interacciones intermoleculares que predominan entre los iones y los compuestos no polares son las interacciones ion-dipolo inducido, que son mucho mas débiles que las interacciones ion-dipolo

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

Se llaman propiedades coligativas a las propiedades de las disoluciones que son independientes de la naturaleza de los componentes.Las propiedades coligativas de las disoluciones son: Disminución de la presión de vapor del disolvente, elevación del punto de ebullición, descenso del punto de congelamiento y presión osmótica. Estas propiedades solo dependen de la proporción en que están mezclados o de su concentración y no de la naturaleza de sus moléculas.

4. Si se confina en una botella cerrada una mezcla de alcohol etílico y éter etílico; ¿Está presentes las dos sustancias en el vapor? Explique

No, debido a que se diferencian mucho en sus puntos de ebullición.

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5. Una muestra impura de 0.200g de NaOH requiere 18.25mL de HCl 0.241M para neutralizarse ¿Qué porcentaje de NaOH posee la muestra?

Hallemos el número de moles HCl:

M = n / V → n = M x VX moles HCl = ( 0,1825 L ) x ( 0,241 mol/L )X moles HCl = 0,004398 mol

Prosigamos a hallar el WHCl :

n = WHCl / P.F → WHCl = nHCl x P.FWHCl = ( 0,04398 mol ) ( 36,5 g/mol ) WHCl = 0,160 g

Siendo:NaOH(exceso) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

Que cantidad de NaOH reaccionara con 0.160g de HCl:

0,160 g de HCl x 1 mol de HCl36,5 g de HCl

x1 mol de NaOH 1 mol HCl

x 40 g de NaOHl mol de NaOH

=0 ,1753g de NaOH

WReaccionante de NaOH =0.1753g de NaOH

Hallando el porcentaje de NaOH puro en la muestra tenemos

W de NaOHreac / w de NaOHtotal X 100%

0.1753g de NaOHreac / 0.200g de NaOHtotal x 100% =

% de NaOH en la muestra = 87.67% de NaOH

6. Si, se agregan 4.0g de NaOH a 500mL de HCl 0.1M .La solución resultante ¿Será acida o básica? Demuestra la respuesta.

n = M x V

nHCl= (0,1 M) . (0,5 L)

nHCl = 0, 05 moles

nNaOH = W / P.F

nNaOH = 4 g / 40 g/ mol

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nNaOH = 0,1 mol

La solución es básica porque hay un exceso de 0,05 mol de NaOH

7. Se hace reaccionar NaOH con H2SO4 .

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

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O

b) ¿Cuántos mL de NaOH 0,10 M se necesitan para reaccionar con 0,0050 moles de H2SO4 ?

0,0050 mol de H2 SO4 x

2 mol de NaOH1 mol de H2 SO4

= 0,01 mol de NaOH

M NaOH = n / V NaOH → M NaOH / n = V NaOH

( 0,10 mol / L ). ( 0,01 mol ) = V NaOH

V NaOH = 0,001 L = 100 mL

c) ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se formarán?

0,0050 mol de H2SO4 x 1 mol de Na2SO4

1 mol de H2SO4

x 142 g de Na2SO4

1 mol de Na2SO4

= 0,71 g de Na2SO4

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