UNIVERSIDAD CÉSAR VALLEJO

FACULTAD DE INGENIERÍA

DOCENTE:
M Sc Ingº NELSON HUGO RAMÍREZ SICHE

NUEVO CHIMBOTE - PERÚ

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M Sc Ingº Nelson Hugo Ramírez Siche Química

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 PRÁCTICA N° 09: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES QUÍMICAS
1. OBJETIVOS:
1.1 Utilizar las Buenas Prácticas de Laboratorio en el desarrollo técnico de la práctica, enunciando
algunas normas con honradez, veracidad y criterio técnico.
1.2 Conocer y aplicar los conceptos básicos de soluciones ácidas y básicas en el planteamiento y
desarrollo de cálculos químicos para la preparación de soluciones de diferentes concentraciones.
1.3 Realizar el montaje del equipo de titulación para la estandarización de soluciones ácidas y básicas de
diferentes concentraciones, reconociendo experimentalmente el punto final de equilibrio utilizando los
patrones primarios comunes para dichas soluciones, satisfactoriamente.

2. FUNDAMENTO TEÓRICO:
2.1 SOLUCIÓN (disolución). Es una mezcla homogénea entre dos o más sustancias que se dispersan
como moléculas o iones, en vez de permanecer como agregados de regular tamaño y donde cada
uno de sus componentes conserva sus propiedades (Garritz Ruiz, 2005)
.
2.2 CONSTITUYENTES DE UNA SOLUCIÓN:
Toda solución se distingue por la presencia de dos componentes (Chang, 1992):
A. Soluto: Es la sustancia dispersa, componente que está en menor cantidad en una solución, una
solución puede tener uno o más solutos. Los solutos pueden ser sustancias sólidas, líquidas o
gaseosas.

B. Solvente: Sustancia o componente que está en mayor cantidad, también se le denomina

disolvente, está presente en toda solución y es la sustancia que disuelve al soluto.
El Solvente Universal para solutos inorgánicos, es el agua destilada. Hay muchos tipos posibles
de pares de soluto-solvente.
Ejemplos:
Líquido en líquido (alcohol en agua)
Sólido en líquido (Sal en agua)
Gas en líquido (dióxido de carbono en agua)
líquido en sólido (amalgama de mercurio en Zinc)

Figura 01: Componentes de una Solución o Disolución

Puesto que las reacciones generalmente se llevan a cabo en solución es importante conocer las
diferentes maneras de expresar la concentración y aprender a preparar soluciones de determinada
concentración. Por ejemplo, el porcentaje en masa y el porcentaje en volumen son métodos
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 convenientes y muy comunes de expresar concentraciones para propósitos comerciales; pero para
propósitos químicos las concentraciones se expresan en términos de molaridad (M) o de normalidad
(N).

Se considera mezcla porque no cumple las leyes de las combinaciones químicas, aunque en algunos
casos puede ocurrir una reacción química entre los componentes, entonces existe una zona dudosa
en la cual no se sabe, a ciencia cierta, si la formación de una solución debe describirse como cambio
físico (una simple mezcla) o como una transformación química.

2.3 Tipos de Dispersiones, Cuando se dispersan íntimamente varias sustancias que no reaccionaron
entre sí, se obtienen tres tipos de mezclas (Novillo Valdivieso, 2013).

A. Groseras: Aquellas mezclas que poseen partículas cuyos diámetros exceden los 1000 Angstrons.

B. Coloidales: Aquellas mezclas que poseen partículas cuyos diámetros se encuentran

comprendidos entre 10 a 1000 A°.

C. Soluciones Verdaderas: Aquella que se obtiene cuando dos o más sustancias son mezcladas a
escala iónica, molecular o cuyos diámetros están por debajo de los 10 A° y constituyan una fase
homogénea.

Figura 02: Clasificación de los Sistemas dispersos según el tamaño de partícula de la fase
dispersa (Educa, 2017).

2.4 FACTORES QUE AFECTAN LA SOLUBILIDAD:

La cantidad de una sustancia que se disuelve en otra depende de la naturaleza del soluto y del
solvente, de la temperatura y la presión. En general, el efecto de la temperatura es muy pronunciada
y su dirección depende del calor de la solución. Si una sustancia se disuelve hasta la saturación con
desprendimiento de calor, la solubilidad disminuye, con el aumento de la temperatura. Por otra parte,
si una sustancia se disuelve con absorción de calor, la solubilidad se elevará cuando se incrementa
la temperatura.

2.5 CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES:

La concentración es la cantidad de soluto que esta disuelto en una proporción definida de solvente o
de solución. Una solución diluida es aquella que contiene solamente una pequeña cantidad de soluto
(solutos) en una gran cantidad de disolvente. Una solución concentrada es aquella que contiene una
gran proporción de soluto disuelto en una pequeña cantidad de solvente (ADUNI, 2000).

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 En la práctica la concentración de una solución se puede expresar en unidades físicas o en unidades
químicas (ADUNI, 2000), (Armas R., 1998), (Carrasco V., 1999).

A) UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN:

1. Porcentaje en masa: Llamado apropiadamente "fracción en masa ". El porcentaje en masa

se obtiene dividiendo la masa total de soluto entre la masa total de solución:

msoluto
% m x 100
msolución

Se emplea comúnmente para sistemas sólidos y también sistemas líquidos, la ventaja de

expresar en esta unidad es que los valores de la composición no varían, aunque varíe la
temperatura del sistema.

Ejemplo. Una solución acuosa de KOH al 10% en masa, contiene 10 g de KOH en 100 g de
solución, es decir que 10 g de KOH se mezclan con 90 g de agua para formar 100 g de solución.

2. Porcentaje en Volumen: Llamado apropiadamente "fracción en volumen ". El porcentaje en

volumen se obtiene dividiendo el volumen total de soluto entre el volumen total de solución:

Vsoluto
% V x 100
Vsolución
Esta unidad de concentración se emplea casi siempre para gases a bajas presiones, en
algunas ocasiones para líquidos. El porcentaje en volumen es más usado en el comercio que
en los trabajos científicos.

B) UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN (ADUNI, 2000), (Armas R., 1998), (Carrasco V.,
1999):

1. MOLARIDAD (M): Se define como el número de moles de soluto que están disueltos en un
volumen de solución.

N º moles soluto  mol  g 

M  
Volumen de solución  l 

2. NORMALIDAD (N): Se define como el número de equivalentes de soluto disuelto en un

volumen determinado de solución.

N º equivalentes de soluto  Eq  g 
N  
Volumen de solución  l 

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 3. RELACIÓN ENTRE LA NORMALIDAD Y MOLARIDAD: Existe una ecuación química que
relaciona la Normalidad con la molaridad en soluciones químicas.

N M xF

Donde: N: Normalidad; M: Molaridad; F: Factor que depende de la naturaleza del producto.

2.6 DILUCIÓN:
Es un proceso en donde una solución de alta concentración se utiliza como materia prima para
preparar otras soluciones de menor concentración, agregando para ello más solvente (agua
destilada).

Figura 03: Dilución de soluciones de alta concentración con solvente (agua) (Tomas, 2017)

según (Tomas, 2017), para calcular la cantidad de volumen que se debe agregar de la solución
concentrada para preparar la diluida, se utiliza la siguiente ecuación:

C1  V1  C2  V2

Donde: C1, C2: Concentraciones de las soluciones; V1, V2: Volúmenes de las soluciones.

2.7 VALORACIÓN DE UNA SOLUCIÓN:

Es el proceso por el cual se puede determinar la concentración desconocida de una sustancia a partir
de otra solución cuya concentración se conoce. Este mecanismo se basa en las reacciones de
neutralización (Chang, 1992).

La valoración o titulación consiste básicamente en colocar la solución problema en una bureta, luego
se coloca un patrón primario conteniendo el indicador adecuado en un matraz, dejar caer
gradualmente la solución problema hasta obtener un cambio de color; si este color es estable por 30
segundos, ello indica que el volumen agregado hasta el momento es el necesario para lograr la
neutralización, de lo contrario continuar con el vaciado de la solución, hasta conseguir un cambio de
color en la solución contenida en el matraz (Armas R., 1998).

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 Figura 04: Valoración de Soluciones utilizando Patrón primario e indicadores, (Laura, 2009)

2.8 PUNTO DE EQUIVALENCIA:

El punto de equivalencia de una valoración es aquel en el que la cantidad de solución que se agrega
para valorar es químicamente equivalente a la cantidad de sustancia que se está valorando (Armas
R., 1998).

Experimentalmente se procura que el punto final de la titulación (punto en que el indicador vira)
coincida con el punto de equivalencia.

Figura 05: Punto de Equivalencia de la Valoración de una solución común (canarias, 2017).

3. MATERIALES Y REACTIVOS:
3.1 EQUIPOS:
 Una balanza analítica o de triple brazo.
3.2 MATERIALES:
 Una bureta de 50 ml
 Un frasco lavador.
 Un matraz Erlenmeyer.
 Un embudo de vástago.
 Un vaso de precipitación
 Una pipeta de 5 ml.
 Una fiola.

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 3.3 REACTIVOS:
 Ácido clorhídrico (HCl).
 Hidróxido de sodio (NaOH).
 Carbonato de Sodio (Na2CO3).
 Biftalato de Potasio (KHC8H4O4).
 Fenoltaleína (C20H14O4) solución al 1% en etanol, pH: 8,3 – 10. (Transparente a Rojo)
 Anaranjado de Metilo (C20H14N3NaO3S), solución al 1% en agua
 Agua destilada (H2O).

Calcule la normalidad de la solución preparada con la siguiente fórmula.

Masa de patrón primario

N
(Volumen de Titulación) (Mili  equivalente )

Miliequivalentes Na2CO3 = 0,053 Miliequivalentes KHC8H4O4 = 0,20422

4. DESARROLLO TÉCNICO:

4.1 EXPERIMENTO Nº 01: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCIÓN DE HCl 0,1 N.

1. Aplica las Buenas Prácticas de Laboratorio antes de iniciar el desarrollo del experimento 01: leer
la guía, realizar un esquema de la experiencia, ordenar los materiales y reactivos.
2. Determina la concentración del ácido clorhídrico (HCl) en el frasco y luego realiza cálculos para
preparar 250 ml una solución de HCl 0,1 N, aplicando las reglas de dilución.
3. Utiliza una fiola de 250 ml para almacenar la solución anteriormente preparada y etiquetar.
4. Completa la tabla N° 01
TABLA 01: EXPERIMENTO Nº 01

Normalidad Ácido Normalidad Volumen ml ml

Concentrado Sol. Experimento a preparar Ac. Conc. Agua Destilada

Fuente: Autor del Informe

4.2 EXPERIMENTO Nº 02: VALORACIÓN DEL HCl 0,1 N.

1. Aplica las Buenas Prácticas de Laboratorio antes de iniciar el desarrollo del experimento 02: leer
la guía, realizar un esquema de la experiencia, ordenar los materiales y reactivos.
2. Realiza el montaje del equipo de titulación y solicitar la verificación de la misma al docente.
3. Para valorar el ácido clorhídrico (HCl) 0,1 N se debe utilizar como patrón primario Carbonato de
Sodio (Na2CO3).

PROCEDIMIENTO:
1. Mide en la balanza analítica la masa de Carbonato de Sodio (Na 2CO3) entre 0,15 a 0,20 g,
anotar este dato.

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 2. Coloca el carbonato de sodio dentro de un matraz y agregar 50 ml de agua destilada.
3. Añade 4 a 5 gotas de indicador para ácidos (Anaranjado de Metilo) y homogenizar
4. Llena la bureta del equipo de titulación con la solución preparada en el experimento N° 01.
5. Proceda a efectuar la titulación (utiliza la técnica de titulación).
6. Suspenda el agregado de la solución de la bureta cuando se llegue al punto de equilibrio. Se
reconoce este punto cuando se nota un cambio de color en la solución del matraz, el cambio
es de color amarillo canario a anaranjado (el cambio debe de permanecer de 30 segundo a 1
minuto o más).
7. Anota el gasto el volumen de la solución de la bureta, además de las observaciones de la
práctica.
8. Realiza los cálculos para determinar el factor de corrección (F) de la Normalidad del HCl 0,1N
preparado en la experiencia N° 01. Utiliza la siguiente fórmula (o la fórmula anterior).

Donde:
a = gramos medidos de Carbonato de Sodio (Na2CO3): …………. g
Eq = masa equivalente de Carbonato de Sodio (Na2CO3): 52,99 Eq-g
V = volumen en ml de HCl 0,1 N gastado en la valoración: …………. Ml

9. Calcula la Normalidad Exacta de la Solución, con la siguiente fórmula:

N exacta = 0,1 x F

Donde: F = es el factor de corrección

Figura 06: Valoración de una Solución de HCl 0,1N (Pacheco Piña, 2012)

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 10. Completa la Tabla N° 02

TABLA 02: EXPERIMENTO Nº 02

Masa Patrón ml gastado Normalidad Normalidad Error

Primario titulación Teórica real Relativo

Fuente: Autor del Informe

4.3 EXPERIMENTO Nº 03: PREPARACIÓN DE UNA SOLUCION DE NaOH 0,1 N.

1. aplica las Buenas Prácticas de Laboratorio antes de iniciar el desarrollo del experimento 03: leer
la guía, realizar un esquema de la experiencia, ordenar los materiales y reactivos.
2. Calcula la masa de NaOH que se necesita para preparar 200 ml de una solución de NaOH 0,1 N,
utilizando las fórmulas de concentraciones químicas de soluciones correctamente.
3. Mide la masa de NaOH (calculado) en la balanza analítica y pasar a una fiola de 200 ml, diluir con
agua destilada, aforar, etiquetar y almacenar correctamente.
4. Completa la Tabla N° 03

TABLA 03: EXPERIMENTO Nº 03

SOLUCION A PREPARAR Masa de NaOH, (g)

NORMALIDAD VOLUMEN (ml)

Fuente: Autor del Informe

4.4 EXPERIMENTO Nº 04: VALORACIÓN DEL NaOH 0,1 N.

1. Aplica las Buenas Prácticas de Laboratorio antes de iniciar el desarrollo del experimento 04: leer
la guía, realizar un esquema de la experiencia, ordenar los materiales y reactivos.
2. Realizar el montaje del equipo de titulación y solicitar la verificación de la misma al docente.
3. Para valorar el hidróxido de sodio se debe utilizar como patrón primario Biftalato de potasio.

PROCEDIMIENTO:
1. Mide en la balanza analítica entre 0,60 a 0,80 g de Biftalato de potasio y anotar este dato.
2. Coloca el Biftalato de potasio dentro de un matraz y agregar 50 ml. de agua destilada.
3. Añade 4 a 5 gotas de indicador para bases: Fenoltaleína
4. Llena la bureta con la solución preparada en el experimento N° 03.
5. Proceda a efectuar la titulación.
6. Titular hasta observar un cambio de color del matraz de incoloro a débilmente grosella. (el
cambio debe de permanecer de 30 segundo a 1 minuto o más).

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 7. Anota el gasto el volumen de la solución de la bureta, además de las observaciones de la
práctica.
8. Realiza los cálculos para determinar el factor de corrección (F) de la Normalidad del NaOH
0,1N preparado en la experiencia N° 03. Utiliza la siguiente fórmula.

Donde: a = gramos medidos de Biftalato de Potasio (KHC8H4O4): ………… g

Eq = masa equivalente de Biftalato de Potasio (KHC8H4O4): 2014,22 Eq-g
V = volumen en ml de NaOH 0,1 N gastado en la valoración: …………… ml

9. Calcula la Normalidad Exacta de la Solución, con la siguiente fórmula:

N exacta = 0,1 x F

Donde: F = es el factor de corrección

Figura 07: Valoración de una Solución de NaOH 0,1 N (Analytica, 2017)

10. Completa la Tabla N° 04

TABLA Nº 04: EXPERIMENTO Nº 04

Masa Patrón ml gastado Normalidad Normalidad Error

Primario titulación Teórica real Relativo

Fuente: Autor del Informe

5. DISCUSIÓN.
6. CONCLUSIONES DE LA PRACTICA:
7. REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
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 CUESTIONARIO
1.- ¿Por qué las soluciones preparadas de una concentración conocida se deben guardar en frascos tapados?

2.- ¿Qué cuidados se deben tener presente en la preparación y conservación de una solución de NaOH de
concentración conocida?

3.- ¿Qué masa de NaOH se necesita para preparar 500 ml. de solución de 0,1 M.?

4. ¿Qué es un patrón primario? Usos:

5. ¿Cuáles son los patrones primarios para ácidos y bases?

6. ¿Qué se entiende por solución valorada o estandarizada?

7. Unos 0,729 g. de un ácido desconocido requiere 20,8 cm3 de NaOH 0,140 M para alcanzar el punto final
con fenolftaleína. Si la masa molecular del ácido es 180 g/mol-g y presenta tres hidrógenos ionizables .
¿Cuál será la molaridad del ácido desconocido?

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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