Manual de Práctica de Química

PRÁCTICA N° 5
PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES
ACUOSAS

I. Introducción
La mayor parte de los materiales con los que interactuamos en la vida cotidiana son mezclas
de sustancias puras. Muchas de esas mezclas son homogéneas; es decir, sus componentes
están entremezclados de manera uniforme en el nivel molecular. Las mezclas homogéneas
se denominan soluciones. Las soluciones pueden ser gases, líquidos o sólidos. Muchos
procesos químicos y biológicos ocurren en soluciones, especialmente acuosas.

Una solución consta de un solvente o disolvente y uno, o más, solutos cuyas proporciones
pueden variar; la cantidad de soluto determina la concentración de la solución.

Al finalizar la sesión, el estudiante calcula la concentración de soluciones a partir de datos

experimentales correctamente.

II. Competencias
 Preparar y formular soluciones de diferentes concentraciones.
 Valorar soluciones preparadas en base de patrones de referencia.

III. Fundamento teórico

 Solubilidad
La cantidad de soluto necesaria para formar una solución saturada en una cantidad dada
de solvente se conoce como solubilidad de ese soluto. Por ejemplo, la solubilidad del
NaCl en agua a 0°C es de 35,7 g por 100 mL de agua. Esta es la cantidad máxima de NaCl
que se puede disolver en agua para dar una solución estable, en equilibrio, a esa
temperatura.

La concentración de una solución es la cantidad de soluto disuelta en una determinada

cantidad de solvente o de solución. Una solución diluida sólo contiene baja concentración
de soluto. Una solución concentrada contiene una alta concentración de soluto. Una

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solución que está en equilibrio con un soluto no disuelto a determinada temperatura se

describe como saturada.
En el caso de algunas sustancias es posible preparar una solución que contenga más soluto
que una solución saturada. A esto se llama solución sobresaturada. Las soluciones
sobresaturadas no son estables. El soluto precipita de la solución sobresaturada – el sólido
que se separa de una solución se llama precipitado.

 Factores que afectan la solubilidad

El grado en que una sustancia se disuelve en otra depende de la naturaleza tanto del soluto
como del disolvente, y también de la temperatura y, al menos en el caso de los gases, la
presión.

1. Interacciones: Soluto – Disolvente

Las sustancias con fuerzas de atracción intermoleculares similares suelen ser
mutuamente solubles. Esta generalización suele expresarse simplemente como “lo
similar disuelve a lo similar”. Las sustancias no polares son solubles en disolventes no
polares; los solutos iónicos y polares son solubles en disolventes polares. Los sólidos
de red como el diamante y el cuarzo son insolubles en disolventes tanto polares como
no polares a causa de las intensas fuerzas de enlace dentro del sólido.

2. Efectos de temperatura
La solubilidad de la mayor parte de los solutos sólidos en agua se incrementa al
aumentar la temperatura de la solución. Sin embargo, hay unas cuantas excepciones a
esta regla, como es el caso del Ce2(SO4)3, Na2SO4, etc. A diferencia de los solutos
sólidos, la solubilidad de los gases en agua disminuye al aumentar la temperatura. Si
calentamos un vaso de agua fría, se observarán burbujas de aire en el interior del vaso.
De forma similar, las bebidas carbonatadas pierden CO2 si se les permite calentarse;
al aumentar la temperatura de la solución, la solubilidad del CO2 disminuye y el
CO2(g) escapa de la solución. La menor solubilidad del O2 en agua al aumentar la
temperatura es uno de los efectos de la contaminación térmica de lagos y ríos. El efecto
es particularmente grave en los lagos profundos porque el agua caliente es menos
densa que el agua fría, y por ello tiende a permanecer sobre el agua fría, en la
superficie. Esta situación impide la disolución de oxígeno en las capas más profundas
y afecta la respiración de todos los organismos acuáticos que necesitan oxígeno. Los
peces pueden asfixiarse y morir en estas circunstancias.

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3. Efecto de presión
La solubilidad de un gas en cualquier disolvente aumenta al incrementarse la presión
del gas sobre el disolvente. En cambio, las solubilidades de los sólidos y líquidos no
acusan un efecto apreciable de la presión.

Ley de Henry
La ley de Henry se aplica a los gases que no reaccionan con el disolvente en el que se
disuelven (o, en algunos casos, gases que reaccionan incompletamente). A
temperatura constante, la solubilidad de un gas es directamente proporcional a la
presión del gas sobre la solución. La ecuación es:

𝑪𝒈 = 𝒌 . 𝑷𝒈

Donde Cg es la concentración del gas disuelto (por lo regular expresada como

molaridad), Pg es la presión parcial del gas sobre la solución y, k es una constante de
proporcionalidad llamada constante de la ley de Henry, diferente para cada par soluto-
disolvente.

La constante también varía con la temperatura. Por ejemplo, la solubilidad de N2

gaseoso en agua a 25°C y o,78 atm de presión es de 5,3 x 10-4M. Entonces, la constante
de la ley de Henry para el N2 en agua está dado por (5,3 x 10- 4moles/L) (0,78 atm) =
6,8 x 10-4 moles/L-atm. Si se duplica la presión parcial del N2, la ley de Henry predice
que la solubilidad en agua también se duplicará a 1,06 x 10-3 M.

 Unidades de concentración
 Porcentaje en masa (%) y partes por millón (ppm)

𝐌𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞𝐥 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 (𝐠)

% 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 = 𝐱 𝟏𝟎𝟎
𝐌𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 (𝐠)

𝐌𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞𝐥 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 (𝐠)

𝐩𝐩𝐦 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 = 𝐱 𝟏𝟎𝟔
𝐌𝐚𝐬𝐚 𝐝𝐞 𝐥𝐚 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 (𝐠)

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 Molaridad (M) y normalidad (N)

𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐

𝑴= =
𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 (𝑳) ̅ ×V
𝑴

#𝒆𝒒 − 𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 𝒎𝒂𝒔𝒂 𝒅𝒆𝒍 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒕𝒐 × 𝜽

𝑵= =
𝑽𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 (𝑳) ̅ ×V
𝑴

 Transformaciones de unidades
La concentración de una solución se puede expresar de diversas maneras. Conociendo
una unidad de concentración se puede conocer cuál es la concentración en otra unidad.
Por ejemplo, si conocemos la molaridad de (M) de una solución podemos conocer la
concentración en normalidad (N) usando la siguiente relación:

𝐍=𝐌 × 𝛉
Donde:
Ө = Factor de corrección (capacidad de reacción)
Para un ácido ө = número de H+
Para una base ө= número de OH-

Si conocemos la pureza o el porcentaje en peso (% W) p/p de una solución, la densidad

̅ ) del soluto, podemos calcular la concentración molar
de la misma y la masa molar (𝑀
(M) de la solución usando la siguiente relación:

𝐏
%𝐖 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐭𝐨 (𝐏) × 𝐝𝐞𝐧𝐬𝐢𝐝𝐚𝐝 𝐬𝐨𝐥𝐮𝐜𝐢ó𝐧 × 𝟏𝟎
𝐌=
̅ del soluto
𝐌

 Preparación de soluciones acuosas

Una solución se puede preparar de diversas maneras:
1. A partir de la disolución del soluto puro.
2. A partir de la disolución de otra solución concentrada del mismo soluto.
3. Por mezcla de dos o más soluciones del mismo soluto.

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Para el caso (1), usar las fórmulas de Molaridad y Normalidad según el interés.
Para el caso (2), usar la siguiente relación, denominada comúnmente como la ecuación
de Dilución:

𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝟏 × 𝐂𝐨𝐧𝐜𝐞𝐧𝐭𝐫𝐚𝐜𝐢ó𝐧 𝟏 = 𝐕𝐨𝐥𝐮𝐦𝐞𝐧 𝟐 × 𝐂𝐨𝐧𝐜𝐞𝐧𝐭𝐫𝐚𝐜𝐢ó𝐧 𝟐

Donde:
Volumen 1 = Volumen de la solución concentrada
Concetración 1 = concentración concentrad
Volumen 2 = Volumen deseado de la solución diluida
Concentranción 2 = concentración diluida

Para el caso (3), cuando se mezclan 2 soluciones y se obtienen una tercera, se cumple:

Volumen 1 x Concentración 1 = Volumen 2 x Concentración 2 = Volumen 3 x Concentración 3

IV. Materiales

Materiales en mesa de estudiantes

 01 piseta con agua destilada
 01 pipeta volumétrica 10 mL
 01 propipeta
 02 fiola 100 mL
 03 beaker 100mL
 01 Erlenmeyer de 250 mL
 01 bureta 25mL
 01 soporte universal + nuez
 02 bagueta
 01 embudo de vidrio
 01 fenolftaleína gotero 25mL

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Materiales en mesa central de profesor

 01 balanza de precisión (2 cifras decimales) o balanza analítica

 2 espátulas
 10 g biftalato de potasio
 50 g hidróxido de sodio ~ NaOH
 06 puntas de micropipeta ( tips)

V. Parte experimental

 Preparar 100mL de solución de NaOH 2N

- Calcular la cantidad de NaOH (sólido) requerido.
- Pesar la cantidad requerida de NaOH (s) en un vaso de precipitados.
- Disolver con aproximdamente 50 mL de agua agitando con la bagueta.
- Trasvasar cuantitativamente a una fiola de 100 mL usando el embudo.
- Enrasar en una fiola de 100 mL la solución de NaOH. Para un mejor control del flujo
de la piseta usar tips. Homogenizar la mezcla.

 Preparar 100mL de solución de NaOH 0,2N

- A partir de NaOH 2 N (solución concentrada), calcular el volumen requerido
(aplicando la ecuación de dilución) para preparar la solución diluida de NaOH 0,2 N.
- Con ayuda de una pipeta volumétrica agregar el volumen calculado a la fiola de 100
mL.
- Enrasar con agua destilada y homogenizar la mezcla.

 Valoración de la solución de NaOH ± 0,2N con biftalato ácido de potasio

- Pesar aproximadamente entre 0.100 y 0.200g de biftalato de potasio (PF =
204,22g/mol) en un vaso de precipitados.
- Disolver con aproximdamente 30 mL agua.
- Trasvasar cuantitativemnete a un Erlenmeyer de 250 mL. Agitar hasta disolver.
- Adicionar 02 gotas de fenolftaleína y agitar.
- Llenar la bureta de 25mL con la solución de NaOH 0.2N, enrasando a cero.
- Colocar debajo de la bureta, el Erlenmeyer con la solución de biftalato y dejar caer
lentamente la solución de NaOH de la bureta. Agitar permanentemente con un
movimiento rotatorio.
- Cuando aparecen los primeros indicios de coloración rosada agregar gota a gota.

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- El punto final se alcanza cuando una gota de NaOH proporcione a la solución un color
rosa pálido que se mantiene unos 15 segundos.
- Anotar el volumen gastado de NaOH.

VI. Datos y resultados

Cuadro 5.1: Solución concentrada de NaOH

Propiedad Valor

Peso (g)
Volumen (mL)

Normalidad (N)

Cuadro 4.5: Solución diluida de NaOH

NaOH Concentrada NaOH diluida

Volumen (mL)

Normalidad

Cuadro 5.3: Valoración de la solución diluida de NaOH

Propiedad Valor

Masa de biftalato de potasio (g)

Volumen gastado de NaOH (mL)

Normalidad (N)

% error experimental

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VII. Referencia bibliográfica

1. Chang, R. (2010). Química. McGraw Hill. México DF. México.

2. Brown, T., LeMay Jr. H.; Busten, B. & Burdge, J. (2009). Química. La ciencia Central.
Pearson Educación. México DF. México.
3. McMurry, J. & Fay, R. (2009). Química general. Editorial Pearson. Nueva York. EE.UU.
4. Bloomfielf, M. (2001). Química de los organismos vivos. LIMUSA NORIEGA Editores.
México DF. México.
5. Atkins, P. & Jones, L. (1998). Química. Moléculas. Materia y cambio. Ediciones
OMEGA S.A. Barcelona. España.
6. Blanco, A. (2006). Química biológica. Editorial El Ateneo. Buenos Aires. Argentina.
7. Harris, D. (2007). Análisis químico cuantitativo. Editorial REVERTE. Barcelona.
España.

CUESTIONARIO

1. Definir:
a) Soluto
b) Solvente
c) Solubilidad
d) Solución diluida
e) Solución concentrada
f) Solución saturada
g) Solución sobresaturada
h) Solución colloidal
i) Hidrato

2. ¿Qué es solvatación? Dar ejemplos.

3. Se desea preparar 500 mL una solución de biftalato de potasio (C8H5KO4) 2.0 N. Calcule
masa de biftalato de potasio que se requiere pesar para preparar dicha solución. Masa
molar biftalato de potasio es 204.2 g/mol.

4. Se desea saber la concentración de una solución de NaOH y para ello se procede a hacer
una valoración con biftalato de potasio usando como indicador fenolftaleína. Se prepara
la solución de biftalato de potasio pesando 1.0545 g de esta sal. El volumen gastado de

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valorante (solución de hidróxido de sodio) es 14.7 ml. Calcular la concentración de la

solución de hidróxido de sodio. Masa molar biftalato de potasio es 204.2 g/mol.

5. ¿Qué es la ósmosis inversa y para qué se usa?

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