UNIVERSIDAD NACIONAL

“SANTIAGO ANTÚNEZ DE MAYOLO”

FACULTAD DE CIENCIAS DEL AMBIENTE ESCUELA ACADÉMICO – PROFESIONAL DE INGENIERÍA AMBIENTAL

ANÁLISIS INSTRUMENTAL

TEMA: PREPARACIÓN DE SOLUCIONES

DOCENTE: LEYVA COLLAS MARIO

INTEGRANTES:

MORENO PAUCAR, Roderick

FLORES ROMERO,Roshimary

MONTALVO JULCA,Andrea

VELASQUEZ ALEJANDRO Daniel

HUARAZ- ANCASH-PERÚ

2015

INTRODUCCIÓN

El presente informe de laboratorio se basa principalmente en la

preparación de soluciones, que están disueltas en un denominado

soluto de pequeña cantidad en relación al solvente, las

concentraciones de una solución expresa la interrelación de la

cantidad de soluto con la cantidad de solvente, llamados unidades

de concentración (M, N, %p/p, % p/v, entre otras).

Durante cualquier trabajo experimental, el uso de soluciones a

una concentración determinada se hace indispensable, por lo que

es necesario conocer los procedimientos para su preparación.

En la práctica de laboratorio que realizamos, trabajamos sobre

todo con soluciones líquidas y pudimos apreciar las reacciones que

se producen al mezclarlas, cada solución está compuesta por

elementos distintos, tienen diferente naturaleza y de la mano de

factores externos, reaccionaban de manera diferente.

En el presente trabajo ahondaremos más sobre este tema y

explicaremos las reacciones que pudimos observar en dicha

práctica de laboratorio, para así poder establecer una relación entre

los principios teóricos y los hechos experimentales, lo cual nos

permitirá desarrollar habilidades y conocimientos en este campo y

poder emplearlo en la solución de problemas de nuestra vida diaria.

OBJETIVOS

o Conocer las diferentes maneras o formas de preparar una

solución acuosa de una determinada concentración.

o Calcular las cantidades de soluto y solvente requeridas, mediante

el uso de las fórmulas adecuadas.

o Calcular ejercicios y problemas de cálculos de conversión de

unidades de comcentraciòn.

FUNDAMENTO TEÓRICO

SOLUBILIDAD

En química, la solubilidad mide la capacidad de una determinada

sustancia para disolverse en un líquido.

Algunos líquidos, tales como agua y alcohol, pueden ser disueltos en

cualquier proporción en otro solvente. Sin embargo, el azúcar tiene un

límite de solubilidad ya que al agregar cierta cantidad adicional en una

solución está dejará de solubilizarse, llamándose a esta solución

saturada.

Es la proporción en que una cantidad determinada de una sustancia se

disolverá en una cantidad determinada de un líquido, a una temperatura

dada.

En términos generales, es la facilidad con que un sólido puede

mezclarse homogéneamente con el agua para proporcionar una solución

química.

Concepto

La solubilidad es la mayor cantidad de soluto (gramos de sustancia)

que se puede disolver en 100 gramos (g) de disolvente a una

temperatura fija, para formar una disolución saturada en cierta cantidad

de disolvente.

Las sustancias no se disuelven en igual medida en un mismo disolvente.

Con el fin de poder comparar la capacidad que tiene un disolvente para

disolver un producto dado, se utiliza una magnitud que recibe el nombre

de solubilidad.

La capacidad de una determinada cantidad de líquido para disolver una

sustancia sólida no es ilimitada. Añadiendo soluto a un volumen dado de

disolvente se llega a un punto a partir del cual la disolución no admite

más soluto (un exceso de soluto se depositaría en el fondo del

recipiente). Se dice entonces que está saturada.

Pues bien, la solubilidad de una sustancia respecto de un disolvente

determinado es la concentración que corresponde al estado de

saturación a una temperatura dada.

Las solubilidades de sólidos en líquidos varían mucho de unos sistemas a

otros. Así a 20º C la solubilidad del cloruro de sodio (NaCl) en agua es 6

M (molar) y en alcohol etílico (C2H6O), a esa misma temperatura, es

0,009 M (molar). Cuando la solubilidad es superior a 0,1 M (molar) se

suele considerar la sustancia como soluble en el disolvente considerado;

por debajo de 0,1 M (molar) se considera como poco soluble o incluso

como insoluble si se aleja bastante de este valor de referencia.

La solubilidad depende de la temperatura; de ahí que su valor vaya

siempre acompañado del de la temperatura de trabajo. En la mayor

parte de los casos, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura.

Factores que determinan la solubilidad

- Solubilidad en líquidos: al elevar la temperatura aumenta la

solubilidad del soluto gas en el líquido debido al aumento de choques

entre moléculas contra la superficie del líquido. También ocurre lo

mismo con la presión.

- Solubilidad de líquidos en líquidos: Al aumentar la temperatura

aumenta la solubilidad de líquidos en líquidos. En este caso la

solubilidad no se ve afectada por la presión.

- Solubilidad de sólidos en líquidos: la variación de solubilidad

está relacionada con el calor absorbido o desprendido durante el

proceso de disolución. Si durante el proceso de disolución se absorbe

calor la solubilidad crece con el aumento de la temperatura, y por el

contrario, si se desprende calor durante el proceso de disolución, la

solubilidad disminuye con la elevación de temperatura. La presión no

afecta a la solubilidad en este caso.

SOLUCIONES QUÍMICAS

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes,

perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla

íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características

individuales. Esto último significa que los constituyentes son

indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida

o gas) bien definida.

No olvidemos que:

Una solución que contiene agua como solvente se llama solución

acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse

que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución o disolución a las

mezclas homogéneas que se encuentran en fase líquida. Es

decir, las mezclas homogéneas que se presentan en fase

sólida, como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se

hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como

disoluciones. 

Las mezclas de gases, tales como la atmósfera, a veces también

se consideran como soluciones.

Las soluciones son distintas de los coloides y de

las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño

molecular y están dispersas uniformemente entre las moléculas

del solvente.

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en

el agua.

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componentes no pueden separarse por métodos físicos simples

como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización,

cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad

y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas,

como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de

carbono se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se

puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor

cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es

aquella fase en que se encuentra la solución. Aunque un solvente

puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el

agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a

nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto

explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de

separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias,

por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para

saber exactamente la cantidad de soluto y de solvente de una

disolución se utiliza una magnitud denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican

en diluidas, concentradas, saturadas, sobresaturadas.  

- Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es

pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en

100 gramos de agua.

- Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del

solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal

de mesa en 100 gramos de agua.

- Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una

determinada temperatura cuando no admite más cantidad de

soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100

gramos de agua a 20º C.  

- Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de

soluto que la permitida a una temperatura determinada. La

sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por

descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una

botella de refresco gaseoso.

Modo de expresar las concentraciones

Ya sabemos que la concentración de las soluciones es la cantidad de

soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución.

También debemos aclarar que los términos diluidos o concentrados

expresan concentraciones relativas.

Las unidades de concentración en que se expresa una solución o

disolución pueden clasificarse en unidades físicas y en unidades

químicas.

Unidades físicas de concentración

Las unidades físicas de concentración están expresadas en función

del peso y del volumen, en forma porcentual, y son las siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P): Indica el peso de soluto por cada

100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V): Se refiere al volumen de

soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos

de soluto que hay en cada 100 ml de solución.

Unidades químicas de concentración

Para expresar la concentración de las soluciones se usan también

sistemas con unidades químicas, como son:

a)Fracción molar (Xi): Se define como la relación entre los moles de

un componente (ya sea solvente o soluto) de la solución y los moles

totales presentes en la solución.

 

b)Molaridad (M): Es el número de moles de soluto contenido en un

litro de solución. Una solución 4 molar (4 M) es aquella que contiene

cuatro moles de soluto por litro de solución.

c)Normalidad (N): La concentración normal o normalidad (N), se

define como el número de equivalentes de soluto por litro de solución:

N=n° equivalente gramoL

d)Molalidad: En primer lugar debemos advertir que molalidad no es lo

mismo que molaridad por lo cual debemos evitar confundirlas puesto

que el nombre es muy parecido pero en realidad cambian mucho los

cálculos, y es un grave error pero muy frecuente.

En la molalidad relacionamos la molaridad del soluto con el que

estamos trabajando con la masa del disolvente (en kg) que utilizamos.

La definición de molalidad es la siguiente:

Relación entre el número de moles de soluto por kilogramos de

disolvente (m).

PREPARACIÓN A PARTIR DE SOLUCIONES MÁS

CONCENTRADAS

Si el reactivo está en otra solución pero más concentrada, la solución

requerida se prepara por dilución con agua. Casos:

1) Si se requiere un volumen V2 (en L o mL) de una solución de

concentración molar M2 y se dispone de otra solución de otra

concentración molar M1. El volumen V1 a tomar se obtiene con la

siguiente relación.

Luego, el volumen de agua a agregar a V1 será: VH2O = V2 – V1

2) Si se requiere una concentración normal N2 y se dispone de otra

concentración normal N1

V 1×N1=V 2×N 2

Luego, el volumen de agua a agregar a V1 será: VH2O = V2 – V1

3) Si se requiere en concentración molar o normal y se dispone en

concentración normal y molar respectivamente: (opuestos en

unidades).

Primero se homogeniza la unidad de concentración con la

siguiente relación:

N=Mxθ

El valor θ depende del tipo de reacción en que participa el

reactivo:

i. Si es como ácido o base, θ es el número de protones (H+)

perdidos o ganados (o número de OH-) por molécula o ión.

ii. Si es como oxidante o reductor, θ es el número de electrones

ganados o perdidos por molécula o ión.

iii. Si es como precipitante, θ es la carga de precipitante.

iv. Si es como ligando o Ion central, θ es el número de pares de

electrones que aporta o recibe respectivamente.

4) Si se requiere en concentración molar o normal y se dispone de

concentración en % (p/p) con datos de densidad (D en g/mL) de la

solución y peso molecular del soluto o reactivo (PM)

Primero se calcula la molaridad o normalidad de las soluciones N

con una de las siguientes relaciones.

M=% ( p/ p )×D×10

PM×θ

N=%( p / p )×D×10

PM×θ

5) Si se quiere en concentración molar o normal y se dispone de

concentración % (p/v) y peso molecular del soluto o reactivo (PM); no

se requiere de densidad (D) de la solución.

Primero se calcula la molaridad o normalidad de las soluciones que

están (p/v) en % con una de las siguientes relaciones:

M=

% ( p /v )PM0.1

N=

% ( p/v )PM0 .1

×θ

Luego se aplica cualquiera de los casos indicados en B según lo

requiera

6) Si se requiere en porcentaje, partes por mil, partes por millón (p/v ó

p/p) y se dispone de soluciones más concentradas y respectivas (es

decir entre p/v y p/p),usar la relación:

V 1×C1=V 2×C2

Donde C puede ser: porcentaje (%); partes por mil (°/°°), partes por

millón (ppm) o partes por billón (ppb).

7) Si se quieren en porcentaje (%); partes por mil (°/°°), partes por

millón (ppm) o partes por billón (ppb), peso en peso (p/p) o peso en

volumen (p/v) y se dispone de peso en volumen (p/v) o peso en peso

(p/p) respectivamente (opuestos en relación).

Primero se homogeniza la unidad de concentración, y para ello

utilizamos la siguiente relación:

%soluto ( pv )=%soluto ( pp ) xdensidadde lasolución

Luego se calcula el volumen requerido V2 de concentración

requerido C2 usando la relación indicada en F.

PREPARACIÓN POR MEZCLA DE SOLUCIONES

Si se requiere preparar un volumen V3 de una solución de concentración

C3 por mezcla de un volumen V1 de otra solución más concentrada (C1) y

un volumen V2 de otra menos concentrada (C2).

Usar la siguiente relación:

V 3×C3=V 1×C1+V 2×C2

C: Puede ser formalidad, molaridad, normalidad, %,°/00, ppm, ppb.

Todos los equivalentes, es decir, C1, C2 y C3 deben ser de la misma

unidad.

PREPARACIÓN A PARTIR DEL REACTIVO PURO (100%

REACTIVO) O LO INDICADO EN LA ETIQUETA DEL

RECIPIENTE QUE LO CONTIENE

Si el reactivo soluto está en estado sólido, la solución requerida se

prepara aplicando una de las siguientes relaciones:

1) Si se requiere en porcentaje (%); partes por mil (%o) partes por

millón (ppm) o partes por billón (ppb) peso de soluto en volumen de

solución p/v usar las siguientes relaciones:

2) Si se requiere en molaridad (M), formalidad (F), molalidad (M) o

normalidad (N).

3) Si se requiere en porcentaje (%), partes por mil (%o), partes por

millón (ppm) o partes por billón (ppb), pero pesos de soluto en peso

de solución (p/p); usar las mismas relaciones que en 1 con la

diferencia de que en el denominador debe usarse Wg de solución en

vez de V(mL).

4) Si se requiere como en 1 y 2, pero volumen de soluto/volumen de

solución (v/v), caso de solutos líquidos, usar las relaciones indicadas

en los mismos numerales con la diferencia de que tanto en el

numerador como en el denominador se debe usar V(mL).

MATERIALES Y REACTIVOS

Materiales usados en la práctica de laboratorio:

MATERIALES

Matraz aforado de 100 ml

Pipeta volumétrica de 5 y 10

ml

Matraz Erlenmeyer de 250

ml

Balanza

Vaso de precipitados de

100 ml

Pisceta

Reactivos usados en la práctica de laboratorio:

Ácido Sulfúrico Lentejitas o escamas de NaOH

Acido Acetico

CÁLCULOS Y RESULTADOS

1) En el primer experimento preparamos 100 ml de H2SO4 1.5 N a

partir del ácido sulfúrico 95% de pureza, PM =98, y densidad 1.84

g/L.

N=95 %×184 gr /ml×1098

N=36

×2

V 1=1.5×100

36V 1=4.2ml

V H 2O=100ml−4.2ml=95.8ml

En el cual obtuvimos los resultados que se detallan en la siguiente

tabla:

Vol.a preparar 

De la solución de H2SO4 de 95%

 Vol. agua a agregar para 100mlVolumen a

tomarPeso del

vol. Tomado

Normalidad

  100ml   4.2ml   4.2ml   36N   87ml

El Ácido Sulfúrico concentrado se distingue por su alta afinidad al

agua. Al mezclar los dos componentes se provoca una enorme

generación de calor, la cual puede ser rastreada a la producción

exotérmica de varios hidratos del Ácido Sulfúrico.

Singularidad

● La afinidad del SO4H2 por el agua es tan elevada que no sólo la

elimina de los materiales que la contienen, si no que con

frecuencia elimina también el hidrógeno y el oxígeno de los

compuestos, y especialmente si contienen estos elementos en

igual proporción a la que están en el agua.

H2 SO4 + H2O SO4H2·H2O (monohidrato)

2) En el segundo experimento preparamos 100 ml de ácido sulfúrico

0.25N a partir de la solución 5.1.

V 1=100×0.25

1.5V 1=16.7ml

V H 2O=100ml−16.7ml=83.3ml

En el cual obtuvimos los resultados que se presentan en la

siguiente tabla:

3) En el tercer experimento preparamos 100 ml de NaOH 1.8M a

partir de lentejas o escamas de NaOH.

msto=1.8×0.1×40

msto=7,2g

Vol. A

preparar

Volumen a tomar de la

solución de acido sulfurico

0.25 N

Vol. Agua

agregar para

100ml

100ml 16.7ml 83.3ml

V H 2O=100ml−7,2ml=92.8ml

Vol. A

preparar

volumen de hidróxido de

sodio en lentejas a tomar

Vol. Agua

agregar para

100ml

100ml 7.2g de sol. 92.8

En la experimentación se observó una reacción exotérmica

debido a que las lentejas de NaOH al diluirse en el agua tienen la

tendencia de emitir calor.

+ H2O

Lentejas de

NaOH Solución de NaOH

4) En el cuarto experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.45N a

partir de la solución 3 En el cual obtuvimos los siguientes

resultados:

V 1=100×0.45

1.8V 1=25ml

V H 2O=100ml−25ml=75ml

Reacción exotérmica

NaOH + H2O Na+ + OH-

La

Reacción que se produjo fue:

En el agua, el hidróxido de sodio se separa en cationes de sodio (sodio con una

carga positiva) y el anión hidróxido (hidrógeno y oxígeno cargados

negativamente), lo que disminuye la acidez del agua.

5) En el quinto experimento preparamos 100 ml de CH3COOH 0.5M a

partir de una solución de ácido acético (PF=60) al 96% (p/p),

densidad 1.06g/ml.

Vol. A

preparar

Volumen a tomar de la

solución de NaOH 1.8M

Vol. Agua

agregar para

100ml

100ml 25ml 75ml

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

M= 96 %×106×1060

M=16,96¿ Ahora :

V sto=0.5×100/16.96V sto=2.95ml¿Entonces :

V H2O=100ml−2.95ml=95.05ml

La disociación del ácido acético será:

En disolución acuosa, el ácido acético puede perder el protón

del grupo carboxilo para dar su base conjugada, el acetato.

Esto hace que sea un ácido débil y que, en concentraciones

adecuadas, pueda formar disoluciones tampón con su base

conjugada.

6) Ya que en el sexto y séptimo experimento no se realizaron, en el

octavo experimento preparamos 100 ml de NaOH 0.95 M a partir

de 3 y 4, previó cálculo de los volúmenes de los numerales ya

mencionados.

Sabemos que:

V 3×C3=V 1×C1+V 2×C2

V 3=V 1+V 2…(1)

Vol.a preparar 

De la solución de CH3COOH de 16.96M

 Vol. agua a agregar para 100ml

Volumen a tomar

Peso del vol.

Tomado

Molaridad

 100ml 2.95ml 2.95ml  16.96M  95.05 ml

Entonces:

100 x 0.95 =V1 x 1,8 + V2 x 0,45… (2)

Despejando V1: de (1) y reemplazo en (2), teniendo como

resultado:

V1 = 37,04ml

V2 = 62,96ml

Volumen a preparar

Volumen de NaOH 0.45N

(Exp. 4) V2

Volumen de NaOH 1.8M

(Exp. 3) V1

100ml 62.96ml 37.04ml

CUESTIONARIO

1. ¿Por qué no se agregaría 1 litro de agua a la solución del experimento

N°3? De agregarse un litro. ¿la molaridad sería mayor o menor de lo

buscado?; ¿cuál sería la unidad de concentración más apropiada en

este caso y cuál es el valor?

o No se puede agregar un litro de agua porque: la muestra sería

demasiado diluida, la unidad de medida no sería la más apropiada,

y además, en el laboratorio no hay suficiente reactivo para que

reaccione con esta cantidad de agua.

o La molaridad sería demasiado menor.

Lo recomendable sería trabajar con partes por mil (%o).

CONCLUSIONES

o Existen diversas formas o maneras de preparar soluciones

concentradas, todo depende de lo que requiramos.

o Mientras más soluto haya, mayor será la concentración de la

solución; y mientras menos soluto haya, menor será la

concentración de la solución.

o Mientras haya cantidad solvente, la solución será más diluida.

La pureza, el porcentaje en peso o en volumen, y la densidad, son indispensables para poder hallar concentraciones

RECOMENDACIONES

o Antes de preparar las soluciones, realizar correctamente los

cálculos.

o Tener a disposición todos los materiales a utilizar.

o Trabajar en orden para evitar equivocaciones.

o Pesar y medir adecuadamente los reactivos.

o Usar la propipeta como seguridad para los acidos.

ANEXO

BIBLIOGRAFÍA

Manual de Química de las Disoluciones (2ª ED.).Vicente Verenguer

Navarro; José M. Santiago Pérez, Club Universitario, 2003

Ávila J.C. et al. Equilibrios químicos en disolución: Aplicaciones

Analíticas. (2005). Ed. Universidad de Granada. Granada.

Harvey D. Química Analítica moderna. (2002). Ed. McGraw-Hill.

Madrid.

Páginas webs:

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Disoluciones_quimicas.html

http://soquimicpabel.blogspot.com/2013/04/soluciones-

quimicas.html

http://quimik1101.obolog.com/soluciones-quimicas-96371

http://www.monografias.com/trabajos73/preparacion-soluciones/

preparacion-soluciones.shtml

http://apuntescientificos.org/disolucionesuvm.html

http://www.azsa.es/ES/CalidadyProductos/Documents/30%20000-

H2SO4_98.pdf