Este documento describe un experimento para reconocer el efecto del ión común NH4+ proveniente del cloruro de amonio (NH4Cl) sobre una solución de hidróxido de amonio (NH4OH). Se divide una solución de NH4OH en dos vasos, y se agrega NH4Cl a uno de los vasos. Luego se miden los pH de ambas soluciones y se agrega cloruro de zinc, observando cualquier precipitado formado. Esto permite aplicar el principio de Le Chatelier y el efecto del ión común para explicar cómo los

1. ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICADEL LITORAL
PRÁCTICA N° 11
Título:
EFECTO DEL IÓN COMÚN
Asignatura
Laboratorio De Química General I
Paralelo - Grupo:
16 - C
Autor:
Melissa Aguilera Chuchuca
Profesor:
Ing. Ana Avilés Tutivén, Ms.C
Fecha:
13 de Agosto 2014

2. 1.- Objetivo
+ proveniente del cloruro
Reconocer el efecto de la adición del ión común NH4
de amonio (NH4Cl) sobre una solución de hidróxido de amonio (NH4OH).
2.- Marco teórico
El Principio de Le Chatelier establece que si una reacción en equilibrio es
perturbada desde el exterior, el sistema evoluciona en el sentido de
contrarrestar los efectos de dicha perturbación. Cuando algún factor que afecte
al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente, entonces el
sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las
condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones
del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si
aumenta la concentración de los productos y disminuye la de los reactivos con
respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración
de los reactivos y disminuye la de los productos).
El efecto de ion común se lo conoce como al desplazamiento de un equilibrio
iónico cuando cambia la concentración de uno de los iones que están
implicados en dicho equilibrio, debido a la presencia en la disolución de una sal
que se encuentra disuelta en él.
Algunas veces sucede que en una misma disolución hay presentes dos tipos
de sustancias, que se encuentran disociadas en sus respectivos iones,
procediendo uno de éstos a su vez de la disociación de las dos sustancias.
Soluciones Buffer, un tampón, buffer, solución amortiguadora o solución
reguladora, es la mezcla en concentraciones relativamente elevadas de un
ácido débil y su base conjugada, es decir, sales hidrolíticamente activas.
Tienen la propiedad de mantener estable el pH de una disolución frente a la
adición de cantidades relativamente pequeñas de ácidos o bases fuertes.
3.- Materiales y reactivos
1. Vaso precipitado.
2. Agitador.
3. Pipeta con pera.
4. Espátula.
5. Balanza.
6. Muestra NH4OH.
7. Muestra NH4Cl.
8. Muestra ZnCl2.
9. Indicador de pH.
1) y 2) 3) 4)
5)
6)
7)
8) 9)
NH4OH NH4Cl ZnCl2

3. 4.- Procedimiento
1) Disponer 30 ml de H2O en un vaso precipitado.
2) Agregar 1.0 ml de hidróxido de amonio (NH4OH) 8 M en el vaso.
3) Mezclar y distribuir la solución en partes iguales en dos vasos de 100 ml.
Identifíquelos como A y B.
4) Añadir y disolver 1 g de NH4Cl en el vaso A.
5) Medir el pH a las dos soluciones (vaso A y B) utilizando papel indicador
y la escala pH de color. Anotar resultados.
6) Agregar 3 ml de ZnCl2 a cada uno de los vasos. Observe y anote.
7) Contestar el siguiente cuestionario:
a. ¿Cuál de las soluciones del numeral 5 tendrá mayor [OH-]?
b. ¿Cómo aplicaría las ecuaciones para calcular la [OH-] en cada uno
de los recipientes?
c. ¿Qué reacción ocurre al añadir ZnCl2?
d. ¿Cuál de las soluciones formas más precipitado? Justifique su
respuesta.
e. Dé el nombre y la fórmula del precipitado.
8) Elaborar la tabla de datos y llene el cuadro de resultados, ayudándose
con lo respondido en el numeral 7.
5.- Tabla de datos
Concentración de la solución NH4OH
Volumen del NH4OH
Volumen total de disolución del NH4OH
(vaso A)
Masa de NH4Cl
Volumen de disolución del NH4Cl
pH de soluciones de vasos Ay B

4. 6.- Cálculos
7.- Tabla de resultado
CUADRO DE RESULTADOS
[OH-]
calculado
pH
experimental
(observado)
pH teórico
(calculado)
Comportamiento
con el ZnCl2
Solución vaso
A NH4OH +
NH4Cl
Solución vaso
B NH4OH
8.- Observaciones
9.- Recomendaciones
 No dejar caer el papel indicador en la solución para ensayar el pH; sólo
debe humedecer el papel indicador con una gota de la solución
dispuesta en el agitador.
 La lectura del pH debe ser inmediatamente después de humedecer el
papel indicador; teniendo en la mano la escala pH, para no dar tiempo
que se volatilice el NH3.
 No olvidar enjuagar el agitador para cada uso.

5. 10.- Conclusiones
BIBLIOGRAFÍA
Matamoros, D., & Morante, F. (2012). Manual de prácticas, Química general 1.
En D. Matamoros, & F. Morante, Manual de prácticas, Química general 1
(Tercera ed., págs. 43-44). Guayaquil-Ecuador: Comité editorial.
Méndez, A. (2010). efecto del ion común. Recuperado el 2014, de
http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/efecto-del-ion-comun
QUÍMICA COTIDIANA. (2009). SOLUCIONES BUFFER. Recuperado el 2014,
de http://quimicacotidiana.blogspot.es/1243907160/soluciones-buffer/
S/a. (2010). Equilibrio químico. Recuperado el 2014, de
http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Videos/EquilibrioQ/
S/a. (2011). PRINCIPIO DE LE CHATELIER. Recuperado el 2014, de
http://thales.cica.es/cadiz2/ecoweb/ed0765/capitulo6.html
ANEXOS
1. ¿El principio de Le Chatelier se evidencia es esta práctica?
Explique.
Sí, ya que en la práctica hay un cambio de volumen y de
concentración que altera el estado de equilibrio del sistema. El principio
de Le Châtelier se utiliza para valorar los efectos de tales cambios.