PREPARACION DE SOLUCIONES Y DTERMINACION DE SU CONCENTRACION

https://www.youtube.com/watch?v=MdKOjS8-oNw

OBJETIVOS
 Comprender el concepto de soluciones y las propiedades que las caracterizan.
 Preparar soluciones a partir de compuestos sólidos y líquidos y soluciones a partir de soluciones
concentradas.
 Realizar cálculos matemáticos para determinar las concentraciones de las soluciones
preparadas.
 Adquirir destrezas en el manejo de los instrumentos de laboratorio requeridos para la
preparación de soluciones.

MARCO TEORICO
Se denomina solución o disolución química a una mezcla homogénea de dos o más sustancias
químicas puras. Una disolución puede ocurrir a nivel molecular o iónico y no constituye una
reacción química.

Toda solución química presenta, como mínimo, dos componentes: un soluto (el que es disuelto en el
otro) y un solvente o disolvente (que disuelve al soluto). En el caso del azúcar disuelto en agua, el
azúcar es el soluto y el agua es el disolvente.

La formación de soluciones y mezcla s de sustancias es fundamental para el desarrollo de nuevos

materiales y para el entendimiento de las fuerzas químicas que permiten a la materia combinarse.

En general, toda solución química se caracteriza por:

 Soluto y solvente no pueden separarse por métodos físicos como filtración o tamizado, ya que
sus partículas han constituido nuevas interacciones químicas.
 Poseen un soluto y un solvente (como mínimo) en alguna proporción detectable.
 A simple vista no pueden distinguirse sus elementos constitutivos.
 Únicamente pueden separarse soluto y solvente mediante métodos como la destilación, la
cristalización o la cromatografía.

Las soluciones químicas pueden clasificarse de acuerdo a dos criterios; la proporción entre el
soluto y el disolvente:

 Diluidas. Cuando la cantidad de soluto respecto al solvente es muy pequeña. Por ejemplo: 1
gramo de azúcar en 100 gramos de agua.
 Concentradas. Cuando la cantidad de soluto respecto al solvente es grande. Por ejemplo: 25
gramos de azúcar en 100 gramos de agua.
 Saturadas. Cuando el solvente no acepta ya más soluto a una determinada temperatura. Por
ejemplo: 36 gramos de azúcar en 100 gramos de agua a 20 °C.
 Sobresaturadas. Como la saturación tiene que ver con la temperatura, si incrementamos la
temperatura, se puede forzar al solvente a tomar más soluto del que ordinariamente puede,
obteniendo una solución sobresaturada (saturada en exceso, digamos).

Concentración de una solución química

La concentración es una magnitud que describe la proporción de soluto respecto al solvente en una
disolución. Esta magnitud se expresa en dos tipos distintos de unidades:

Unidades físicas. Aquellas que se expresan en relación al peso y al volumen de la solución, en

forma porcentual (se multiplican por 100). Por ejemplo:

%Peso/peso. Se expresa en gramos de soluto sobre gramos de solución.

%Volumen/volumen. Se expresa en centímetros cúbicos (cc) de soluto sobre cc de solución.

%Peso/volumen. Combina las dos anteriores: gramos de soluto sobre cc de solución

Unidades químicas. Aquellas que se expresan en sistemas de unidades químicas

Molaridad (M). Se expresa en número de moles de soluto sobre un litro de solución o un kilogramo
de solución.:

Solución química

Donde n(X) es la cantidad de moles del componente X y Vdisolución es el volumen de la

disolución. La molaridad se expresa en moles/Ldisolución.

Fracción molar (Xi). Se expresa en términos de moles de un componente (solvente o soluto) en

relación con los moles totales de la solución, de la siguiente manera:

Xsolución = moles de soluto / (moles de soluto + moles solvente)

Xsolvente = moles de solvente / (moles de soluto + moles solvente)

Siempre contemplando que:

Xsolvente + Xsolución = 1

La fracción molar es adimensional, es decir, no se expresa en unidades de medición.

Molalidad (m). Es la proporción entre el número de moles de cualquier soluto disuelto por
kilogramos de disolvente. Se calcula de la siguiente manera:

Solución química

Donde m(X) es la molalidad de X, n(X) es el número de moles de X y masa(disolvente) es la masa

de disolvente expresada en kg. Es importante aclarar que la molaridad se expresa por kg (1000g) de
disolvente. Se expresa en unidades de mol/kg.

PROCEDIMIENTO.
 Preparación de una solución saturara de NaCL

Para preparar la solución, medimos 250 ml de agua cristal y la colocamos en un vaso de vidrio, se le
fue agregando cucharaditas de sal, hasta que ya no se disolviera más sal, “esto se observa cuando al
agregar sal a la solución en preparación no se disuelven los granos agregados y aparecen unos
cristales en el fondo del vaso”.

Luego dejamos sedimentar la solución y separamos la parte líquida de la sólida y así obtuvimos la
solución saturada de NaCl.

 Método Evaporación.

Medimos 50 ml de la solución saturada de NaCl, preparada anteriormente. Pesamos un recipiente de

aluminio, este peso lo llamamos W1. Agregamos los 50 ml de solución saturada al recipiente de
aluminio y volvimos a pesar todo el sistema, a este peso lo llamamos W2, y a los 50 ml de solución
lo llamamos Volumen de la solución. Colocamos el recipiente de aluminio con la solución saturada
de NaCl, en una estufa encendida. Dejamos evaporar toda el agua, hasta que toda la sal estuviera sin
agua. Retiramos el recipiente de la estufa y lo dejamos enfriar a temperatura ambiente. Ya frio el
sistema, pesamos nuevamente todo, a este peso lo llamamos W3.

 Preparación de 100 ml de una solución de HCl 0,1 N

Para preparar los 100 ml de HCl de concentración 0,1 N de HCl, medimos con una pipeta 0,82 ml
de HCL del frasco que contiene la solución de ácido al 37% y lo llevamos a un matraz volumétrico
de 100 ml y completamos el volumen con agua destilada, hasta el aforo, o sea, hasta los 100 ml. Así
obtuvimos la solución de HCl 0,1 N.

 Preparación de 100 ml de una solución de NaOH O,1 N

Para preparar la solución de NaOH de concentración 0,1 N, pesamos 0,40 gm del reactivo que se
encuentra en el frasco y lo llevamos a un matraz de 100 ml y completamos el volumen con agua
destilada hasta el aforo, o sea, hasta los 100 ml. Así obtuvimos la solución de NaOH 0,1 N

 Titulación.

Colocamos un matraz cargado debajo de cada una de la buretas, se procedió a llenarlas y enrasarlas
con una solución de NaOH y la otra de HCl 1N que se proporcionara.

Se agregó a la bureta 10.5 ml de NaOH en el matraz. Se agrega agua destilada. Se colocó el matraz
debajo de la bureta que contiene el HCL y dejar caer gota a gota hasta obtener el cabio de
coloración.

DATOS.
 Primera parte: expresión de las unidades físicas y químicas de concentración de la
solución saturada de NaCl

Datos de preparación de una solución saturada de NaCl Y método de evaporación

Peso del recipiente vacío= W1

Peso del recipiente+50 ml de la solución satura= W2

Peso del recipiente+la sal ya seca = W3

Volumen de la solución= 50 ml

W1= 175 g

W2= 235g

W3= 200g

Primero hallamos la masa de la solución , la masa del soluto, masa del solvente y volumen de la
solución en litros.

Masa de la solución= W2-W1

Masa de la solucion= 235g-175g

Masa de la solucion =60 g

Masa del soluto=W3-W1

Masa del soluto=200g-175g

Masa del soluto=25g

Masa del solvente=W2-W3

Masa del solvente=235g-200g

Masa del solvente=35g

Volumen de la solución(L)=Vsol/1000

Volumen de la solución=50ml/1000

Volumen de la solución=0.05 L

Calculamos todas las unidades de concentración de la solución saturada de NaCl expresada en

unidades físicas y unidades químicas.

%P /P
 P Psoluto
% = ∗100
P Psolucion

P 25 g
% = ∗100
P 60 g

P
% =0.416
P

%P /V

P Psoluto
% = ∗100
V Psolucion

P 25 g
% = ∗100
V 50 ml

P
% =0.5
V

Densidad

m
ρ=
v

25 g
ρ= =0.5
50 ml

Formalidad del NaCl

¿ PFG
F=
volumen dela solucion

58.443 g
Formalidad del NaCl= =1168.86
0.05 L de solucion

Molaridad del Na+, Molaridad del Cl-

moles de soluto
Molaridad=
volumen de solucion

masa de la sustancia
n Na=
masa molecular

25 g
n Na= =1 mol
22.98 g /mol
 1 mol
molaridad Na= =0,02
50 ml

25 g
n Cl= =0.7 mol
35.453 g
mol

0.7 mol
moridad Cl= =0.014
50 ml

Molalidad de la solución satura de NaCl

moles del soluto

molalidad=
kg del solvente

25 g
n NaCl= =0.43 mol
58.443 g
mol

0.43 mol
molaridad NaCl= =12.2
0.035

Normalidad del NaCl

¿ Eq−g soluto
N=
L solucion

Masa
¿ Eg−g=
masa equivalente

M 58.443
Masa equivalente= = =29.2
θ 2

25 g
¿ Eq−g= =0.85
29.2

0.85
N= =17
0.05

Fracción molar del soluto (NaCl)

moles soluto
Fracción molar =
moles soluto+ solvente

35 g
n H 2O= =1.9mol
18 g/mol
 0.43
Fracción molar = =0.18
0.43+ 1.9

fracción molar del solvente (H2O).

moles solvente
Fracción molar =
moles soluto+ mole solvente

1.9
Fracción molar = =0.81
0.43+ 1.9

 Segunda parte: titulación son las concentraciones de las soluciones de HCl y NaOH

Preparación de 100 ml de una solucion de hcl 0,1 N

Nº eq−gr HCl=V x N
¿ 0,100 eq−gr /¿ x 0,1<¿
Nº eq−gr HCl=0,01 eq−gr HCl

Para convertir eq-gr en gramos utilizamos la siguiente expresión,

gm HCl
Nº gm HCl=Nº eq−gr HCL x
1 PEG HCl
36,5 gm HCl
¿ 0,01 eq−gr HCl x
1 ea−g HCl
Nº gm HCl=0,365 gm HCl (100 %)
Estos gramos de HCl como provienen de un cálculo estequiométrica son de 100% de
pureza

El frasco del reactivo HCl viene a una concentración del 37%, por lo tanto, debemos
convertir los gramos de HCl puros a gramos de HCL al 37%, con la siguiente expresión:

gm HCl(37 % )=gm HCl(100 %)/0,37

¿ 0,365/0,37
gm HCl(37 % )=0,9865 gm HCl

Debido a que el frasco contiene es una solución líquida de densidad 21,19 g/ml, debemos
convertir los gm de HCl en ml de HCl, con la siguiente expresión:

1 ml
Nº ml HCl( 37 %)=0,9865 g HCl x
1 , 19 g
Nº ml HCl( 37 %)=0 ,83 ml

Preparación de 100 ml de una solucion de NOH a 0.1 N

Nº eq−gr NaOH=V x N
¿ 0,100 eq−gr /¿ x 0,1<¿
Nº eq−gr NaOH=0,01eq−gr NaOH

Para convertir eq-gr en gramos utilizamos la siguiente expresión,

gm NaOH
Nº gm NaOH =Nº eq−gr NaOH x
1 PEG NaOH
40,0 gm NaOH
¿ 0,01 eq−gr NaOH x
1 ea−g NaOH
Nº gm NaOH =0,40 gm NaOH (100 %)

Datos de las titulaciones

A) Titulación de la solución de NaOH preparada con una solución de HCl de

concentración conocida

Ma = concentración molar de la solución acida o patrón, de concentración conocida, cuyo valor es

de 0,1055 M

Va = volumen de la solución acida o patrón = 20 ml

Mb = concentración molar de la solución básica de NaOH preparada, de concentración

desconocida. Se calcula con ayuda de la expresión (1)

Vb = volumen de la solución básica, lo que se gastó para hacer la titulación = 20,5 ml

B) Titulación de la solución de HCl preparada con la solución de NaOH preparada a la

cual se le determino la concentración molar en la titulación anterior, o sea, que ya se conoce
su concentración.

Ma = concentración molar de la solución de HCL preparada, de concentración desconocida. Se

calcula con ayuda de la expresión (1)

Va = Volumen de la solución acida de concentración desconocida que es de 20 ml

Mb = concentración molar de la solución de NaOH preparada, cuyo valor se determinó en la

titulación anterior.

Vb = Volumen de la solución básica de NaOH preparada que se gastó para hacer la segunda
titulación = 19,5 ml
RESULTADOS

 Primera parte:

Tabla 1. Expresión de las unidades físicas y químicas de concentración de la solución saturada de

NaCl

Unidades físicas y químicas de concentración de la solución saturada de NaCl

Masa Solucion (g) 60
Masa soluto (g) 25
Masa solvente (g) 35
Volumen solución (L) 0.05
%P/P 0.416
%P/V 0.5
Densidad (g/ml) 0.5
Formalidad NaCl 1168.86
Molaridad Na (M) 0,02
Molaridad Cl (molal) 0.014
Molalidad solución saturada NaCl (M) 12.2
Normalidad NaCl (N) 17
Fraccion molar NaCl 0.18
Fraccion Molar H2O 0.81

 Segunda parte: Titulación de las concentraciones de las soluciones de HCl y NaOH

Tabla 2. Preparación de 100 ml de una solución de HCl 0,1 N

UNIDADES DE CONCENTRACION DE LA SOLUCION DE HCl 0.1 N

Eq-g 0.01
Gramos utilizados de HCl 0.40 g
Densidad de HCl 21,19 g/ml
Concentración HCl 37%
Gramos HCl 0.9865 g
Mililitros HCl 0,83 ml

Tabla 3. Preparación de 100 ml de una solucion de NOH a 0.1 N

UNIDADES DE CONCENTRACION DE LA SOLUCION DE NaOH 0.1 N

 Eq-g 0.01
Gramos utilizados de NaOH 0.40
Litro de solucion 0.1 L
Concentración NaOH 100%

ANALISI DE RSULTADOS

 TITULACION

Operación para determinar la concentración de una solución a partir de otra solución de

concentración conocida y con la cual reacciona químicamente. Esta operación volumétrica se
fundamenta en la neutralización que experimentan las dos soluciones al reaccionar y que se puede
evidenciar al conseguir un cambio de coloración mediante el uso de un indicador apropiado. El
indicador utilizado vira de color cuando el pH de la solución cambia e indica que la cantidad
estequiométrica para producir un compuesto conocido al poner en contacto las dos soluciones ha
sido alcalinizada. Esto permite el cálculo de concentraciones o volúmenes de la solución de HCl a
partir de los datos de una solución conocida como es el caso del cloruro de sodio. El momento en
que se produce el cambio de coloración se denomina punto final de la titulación.
CONCLUSION

CUESTIONARIO

1) Como se clasifican las soluciones según su solubilidad

de acuerdo a las condiciones de la solubilidad, puede hablarse de solución diluida (la cantidad de
soluto aparece en mínima proporción con respecto al volumen), solución concentrada (con una
cantidad importante de soluto), solución insaturada (no alcanza la cantidad máxima tolerable de
soluto), solución saturada (cuenta con la mayor cantidad posible de soluto) o solución
sobresaturada (contiene más soluto del que puede existir).

2) Como se afectarán los resultados si al obtener el W3 todavía le queda agua al sistema

3) Como se afectarán los resultados si los pesos se obtienen con el sistema todavía calientes

4) Cuál es la diferencia entre Formalidad y Molaridad

5) Como se define el método de evaporación

La evaporación se define como proceso físico que consiste en el paso lento y gradual de un estado
líquido hacia un estado gaseoso, tras haber adquirido suficiente energía para vencer a la tensión
superficial

6) Como se define el método de titulación

La titulación es un procedimiento cuantitativo analítico de la química. Con la titulacion puede

determinar la concentración desconocida en un líquido añadiéndole reactivos de un contenido
conocido.
7) Por qué se utiliza una bureta para medir los volúmenes utilizados en el método de titulación

8) Como se calcula el peso equivalente de una sustancia cualquiera

Masa equivalente(o peso equivalente) = Masa molar/ nº de funciones por molécula.

9) Cómo se define un indicador y para que se utiliza

10)Mencione al menos 3 eventos en donde pueda aplicar estos métodos en su desempeño

profesional