Practica No 10 Preparacion y Valoracion de Soluciones

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UNIVERSIDAD MILITAR NUEVA GRANADA 
 
 
Práctica N° 10: Preparación y valoración de disoluciones 
 
El uso no autorizado de su contenido así como reproducción total o parcial por cualquier persona o entidad, estará en contra de los 
derechos de autor 
 
 
 
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Guías de Prácticas de 
Laboratorio 
Identificación: 
GL-AA-F-1 
Número de 
Páginas: 
16 
Revisión No.: 
2 
Fecha Emisión: 
2019/12/11 
Laboratorio de: 
Química (1135) para Ingeniería 
Título de la Práctica de Laboratorio: 
Práctica No. 10: Preparación y valoración de disoluciones 
 
 
 
 
 
Elaborado por: 
 
 
 
John Sadat Bernal 
Gema Acosta 
Inti Camilo Monge 
 
 
Revisado por: 
 
 
 
Laura Emilia Cerón Rincón 
 
 
 
Aprobado por: 
 
 
 
Comité Asesor 
Departamento de Química 
 
 
 
 
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Práctica N° 10: Preparación y valoración de disoluciones 
 
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Control de Cambios 
 
 
Descripción del Cambio Justificación del Cambio 
Fecha de 
Elaboración / 
Actualización 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Práctica N° 10: Preparación y valoración de disoluciones 
 
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1. FACULTAD O UNIDAD ACADÉMICA: Facultad de Ciencias Básicas y 
Aplicadas 
 
2. PROGRAMA: Ingenierías: Civil, Industrial, Mecatrónica, Multimedia y 
Telecomunicaciones 
 
3. ASIGNATURA: Química 
 
4. SEMESTRE: II 
 
5. OBJETIVOS: 
 
5.1. OBJETIVO GENERAL 
 
• Mediante la preparación de disoluciones y diluciones, tomar los datos necesarios 
para expresar todas las posibles unidades de concentración de las mismas. Y 
emplear el método de la titulación para hallar la su concentración. 
 
5.2. OBJETIVOS ESPECÍFICOS 
 
• Comprender, ejemplificar y manejar los términos: Disolución, dilución, alícuota, 
disolución concentrada, disolución diluida, factor de dilución. 
• Preparar disoluciones diluidas a partir de soluto sólido. 
• Preparar disoluciones diluidas a partir de soluto líquido. 
• Aplicar los conceptos de estequiometría en disoluciones para la determinación de 
la concentración de una serie de muestras usando la técnica de la titulación ácido-
Base. 
• Reconocer cómo realizar correctamente en una titulación 
• Reconocer el punto de neutralización (o punto de “equivalencia”) en una titulación. 
• Llevar a cabo la estandarización de la disolución titulante, empleando un patrón 
primario. 
• Determinar la concentración de un ácido fuerte (problema) a partir de su titulación 
con una disolución de base fuerte previamente estandarizada. 
 
6. MARCO TEORICO 
 
Las Disoluciones son mezclas homogéneas compuestas por dos o más sustancias puras: 
Disolvente es la sustancia que tiene el mismo estado de agregación (sólido, líquido o 
gaseoso), que la disolución resultante; y soluto, es el otro componente. Si ambos tienen 
el mismo estado, se llama disolvente al componente que interviene en mayor proporción 
de masa. 
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Fig. 1 Proceso de disolución del NaCl en H2O 
 
 
En indispensable tener en consideración que las disoluciones también cumplen el 
principio de conservación de las masas mediante la siguiente ecuación: 
 
 
 Ec. 1 
 
Cuando desconocemos la masa de alguno de los componentes de la disolución, es 
necesario recurrir a la densidad y relacionarla con su volumen, bien sea para la 
disolución o para cada uno de los componentes por separado. 
 
 Ec. 2 
 
Una disolución se forma a nivel molecular o iónico a través de la interacción de sus 
componentes y son dependientes de la naturaleza (tipo de enlace, geometría molecular y 
polaridad), del soluto y el disolvente. Para formar la disolución es indispensable que: Se 
rompan fuerzas intermoleculares entre soluto-soluto y disolvente-disolvente y que se 
formen fuerzas intermoleculares soluto-disolvente. 
 
 
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Fig. 2 En rojo el enlace iónico, en azul las interacciones intermoleculares ion-ion en el NaCl. 
 
 
Fig. 3 En negro el enlace covalente polar, en rojo 
las interacciones intermoleculares dipolo-dipolo o 
los puentes de hidrógeno en el H2O. 
 
 
 
Fig. 4 En azul las interacciones ion-dipolo (soluto-
disolvente), en rojo las interacciones 
intermoleculares puentes de hidrógeno en el H2O 
(disolvente-disolvente). 
 
 
 
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La solubilidad es la propiedad que tienen los compuestos de interactuar con otros para 
formar así disoluciones o mezclas homogéneas, esta propiedad es dependiente de las 
mencionadas interacciones intermoleculares y de la temperatura entre otras. La regla 
general de solubilidad dice lo siguiente: un soluto polar se solubiliza en un disolvente 
polar y un soluto apolar se solubiliza en un disolvente apolar. Aunque como en toda 
regla existen algunas excepciones. 
 
La forma de expresión se da en % de solubilidad, el cual es dependiente de la temperatura. 
 
 
 Ec. 3 
 
 
 
 
 
 
Fig. 5 Orientación de las moléculas de agua en la solvatación del NaCl. (a). Los átomos de oxígeno 
(rojo), del agua se orientan hacia el interior rodeando el catión sodio. (b). Los átomos de hidrógeno 
(blanco), del agua se orientan hacia el interior rodeando el anión cloruro. 
 
 
 
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Dependiendo da la calidad de la disolución a 
preparar en términos de su concentración, el 
material a usar debe ser graduado o aforado. Si 
se requiere preparar una disolución de grado 
analítico, es decir con una muy buena 
precisión en su concentración, es 
indispensable el uso de material volumétrico 
aforado (pipetas y matraces), de lo contrario 
se puede hacer con material graduado (probeta 
y pipetas). 
 
 
La concentración es una relación que expresa la cantidad de soluto respecto a la cantidad 
de disolvente o de disolución; para entender esta relación de manera sencilla, se puede 
pensar que entre las partículas de disolvente existen espacios donde se pueden acomodar 
un determinado número de partículas de soluto, ese espacio es limitado, por lo tanto existe 
una cantidad máxima de partículas de soluto por partículas de disolvente de tal manera 
que se forme la mezcla homogénea. En términos de la concentración las disoluciones se 
pueden clasificar en: 
Disoluciones cualitativas: en las cuales no es necesario conocer la relación entre el 
soluto y el disolvente, estas se dividen en: 
 
✓ Disolucióndiluida o insaturada: la cantidad de soluto está en una proporción 
pequeña o muy pequeña por lo tanto no es la máxima posible respecto al 
disolvente o el volumen de la disolución a una temperatura y presión dada. Se 
puede disolver mayor cantidad de soluto. 
 
✓ Disolución concentrada o saturada: La cantidad de soluto es considerable o la 
máxima posible respecto al disolvente o el volumen de la disolución a una 
temperatura y presión dada; si se hace referencia a la disolución saturada 
entonces existe un equilibrio entre los componentes de la mezcla, por lo tanto no es 
posible disolver más cantidad de soluto, mientras que una disolución concentrada 
eventualmente si permite la adición más soluto. 
 
✓ Disolución sobresaturada: la cantidad de soluto es mayor a la máxima cantidad 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Fig. 6 Elementos empleados para preparar 
disoluciones. 
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que mantiene el equilibrio con el disolvente a una temperatura y presión dada. Para 
lograr prepararla es necesario calentar la disolución saturada y agregar más soluto, 
luego se deja enfriar lentamente sin perturbación de tal manera que el exceso de 
soluto quede retenido. Permite el crecimiento de cristales. 
 
 
 
 
Fig. 7 (a). Disolución insaturada. (b). Disolución saturada. (c). Disolución sobresaturada. (d). Formación de 
precipitado; con un cristal de siembra se puede hacer cristalización a través de la nucleación. 
 
 
Disoluciones cuantitativas o valoradas: en las cuales la relación entre el soluto y el 
disolvente se conoce con gran precisión. Las expresiones de concentración se clasifican 
en unidades así: 
Valoración de Soluciones 
 
 
Titulación o Valoración: Es un método químico usado para determinar la 
concentración desconocida de una solución (denominada analito), por medio de otra 
solución de concentración conocida, que recibe el nombre de titulante o Solución 
Valorada. La solución de concentración conocida o el titulante generalmente se añade 
a una bureta y desde ésta, se agrega gota a gota a la solución de concentración 
desconocida (analito), que está dispuesta en un Erlenmeyer. 
 
 
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Fig. 8. Montaje usado para titulación 
 
Para llevar a cabo una titulación, debe darse una reacción química entre las dos especies 
mencionadas, la cual suele ser del tipo ácido-base o redox. En esta experiencia, la pareja 
titulante-analito consiste de un par de sustancias con carácter ácido-base, con el objetivo 
de encontrar un punto de neutralidad o punto de equivalencia, corresponde a la cantidad 
de moles, tanto de la especie ácida como de la especie básica, son estequiométricamente 
equivalentes. Para saber cuándo debe terminar la adición o cuando se llega a este punto de 
equivalencia, se emplea un indicador de coloración de pH, una sustancia que tiene carácter 
ácido-base débil, donde sus especie ácida y básica conjugada (o viceversa) presentan 
coloraciones distintas a lo largo de la escala de pH. El valor de pH en el cual se lleva a cabo 
el cambio de coloración se conoce como rango de viraje (cuando evidencie un cambio de 
coloración se concluye que la titulación ha llegado a su fin). Siempre que se lleva a cabo una 
titulación es indispensable corroborar el rango de viraje del indicador a usar. En esta 
experiencia se usará fenolftaleína, un indicador de coloración que vira entre 8,2−12,0, 
pasando de incoloro a alcanzar una coloración fucsia. Al realizar la titulación empleando 
fenolftaleína como indicador, el punto final corresponde a la primera aparición de una 
coloración débil rosa que persiste al menos 15 segundos cuando la disolución se agita. 
Debido a que el rango de viraje de la fenolftaleína (aunque es cercano a pH 7) se encuentra 
por encima del mismo, suele hacerse una titulación del blanco de reactivos que 
corresponde a llevar a cabo dicho proceso adicionando únicamente el indicador de 
coloración sin el analito. El volumen determinado para el blanco se resta al volumen 
determinado en el analito, aumentando la exactitud del proceso de titulación. 
 
En el análisis de soluciones ácidas o básicas, la titulación se realiza mediante la 
medición cuidadosa de los volúmenes de un ácido y una base que se neutralizan 
exactamente. Supongamos que se tiene una solución de ácido clorhídrico (HCl) cuya 
 0 
 
 
 
 10 
 
 
 
 20 
 
 
 
 30 
 
 
 
 40 
 
 
 
 50 
Agente Titulante 
Analito + Indicador 
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concentración debe conocerse y se dispone en el laboratorio de una solución base de 
hidróxido de potasio (KOH) patrón, con una concentración 1,20 M. La titulación se lleva a 
cabo de la siguiente manera: 
 
• Se toman de 10 a 15 mL de la solución de HCl de concentración desconocida, se 
miden exactamente con una pipeta aforada y se colocan en un Erlenmeyer, se 
adicionan de 2 a 3 gotas de indicador, en este caso fenolftaleína. 
 
• En una bureta como se observa en la fig. 13, se dispone la solución patrón de 
KOH (base), se deja caer gota a gota, agitando constantemente el Erlenmeyer 
para que sea uniforme la reacción. Cuando se adicione una gota la cual hace 
cambiar el color y este mismo se mantiene sin cambios, se ha llegado al punto 
final de la titulación, en este momento se ha añadido la cantidad de base que es 
equivalente estequiométricamente en la reacción química a la cantidad de 
ácido existente de solución problema en el Erlenmeyer, en otras palabras la 
cantidad de moles de base añadidas ha igualado a la cantidad de moles de ácido 
presentes en la muestra desconocida, siguiendo la reacción química: 
 
HCl(ac)+ KOH(ac) → KCl(ac)+ H2O(l) 
• El volumen total de base (patrón) utilizado se lee en la bureta. Supongamos que 
este volumen es 20,0 mL (de solución KOH 1,20 M); y que se tomaron 
exactamente 15,0 mL del ácido de concentración desconocida (HCl). La 
concentración del ácido se calcula siguiendo la metodología aprendida para la 
estequiometría de moles, cuyo procedimiento se resume así: 
 
1. Escriba la ecuación química balanceada: 
 
En el ejemplo será: 
HCl(ac)+ KOH(ac) → KCl(ac)+ H2O(l) 
 
2. Determine el número de moles de titulante gastado usando el valor de la concentración 
del mismo y el volumen medido en la bureta. En el ejemplo, la concentración de 
titulante (KOH) es 1,20 M y el volumen añadido fue 20,0 mL (0,0200 L), por lo tanto: 
 
Moles de titulante = Concentración Molar x Volumen Medido 
 
Moles de titulante = 1,20 M x 0,0200 L = 0,0240 mol 
 
3. Establecido el número de moles de titulante, calcule la cantidad de moles de analito 
usando la relación estequiometría dada por los coeficientes de la ecuación química. En 
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este caso, la relación estequiométrica entre HCl (analito) y KOH (titulante) es 1:1, por lo 
que el cálculo de presenta así: 
 
 
 
 
 
 
0,0240 mol de HCl 
 
Determinado elnúmero de moles de analito, calcule la concentración del analito usando el 
volumen que adicionó del mismo en el Erlenmeyer al principio de la titulación. En nuestro 
ejemplo, el volumen de analito (HCl) adicionado fue 15,0 mL (0,0150 L), por lo que la 
concentración molar será: 
 
 
 
 
Este proceso es un ejemplo de análisis volumétrico y como se ve, depende de la medida del 
volumen de una solución que tiene una concentración exactamente conocida. El proceso se 
puede basar en reacciones de precipitación, neutralización ácido-base y reacciones de 
óxido-reducción como se mencionó anteriormente. 
 
 
7. MATERIALES, REACTIVOS, INSTRUMENTOS, SOFTWARE, HARDWARE O 
EQUIPOS DEL LABORATORIO: 
 
DESCRIPCIÓN (Material, 
reactivo, instrumento, software, 
hardware, equipo) 
CANTIDAD UNIDAD DE MEDIDA 
Reactivos 
Hidróxido de sodio (sólido) 2.0 g 
Ácido sulfúrico 1.5 M 
(estandarizada) 
10 mL 
Ácido oxálico dihidrato 1.0 g 
Ácido Clorhídrico 0,5 M 
(estandarizada) 
10 mL 
Materiales y equipos 
Vasos de precipitados 50 mL 3 
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Balón aforado de 50 mL 1 
Balón aforado de 100 mL 1 
Pipeta aforada 10 mL 2 
Pipeteador 1 
Pipeta Pasteur 1 
Agitador de vidrio 1 
Espátula 1 
Soporte Universal 1 
Bureta 1 
Pinza doble para bureta 1 
Erlenmeyer de 100 mL 3 
Balanza Analítica 1 
 
8. PRECAUCIONES CON LOS MATERIALES, REACTIVOS, INSTRUMENTOS 
Y EQUIPOS A UTILIZAR: 
 
Antes de realizar la práctica consulte y consigne en su cuaderno de laboratorio 
la siguiente información solicitada acerca de los reactivos químicos con los que 
desarrollará la práctica: 
 
 
Nombre 
 
Propiedades: Fórmula, masa 
molar y Descripción 
 
Precauciones 
(H) y (P) 
 
Pictogramas 
 
 
El material con el que se trabaja en la práctica es volumétrico, recuerde que 
estos implementos no se deben calentar pues se descalibran por efectos de 
expansión térmica del vidrio. Los reactivos a usar pueden ser desechados por el 
drenaje de aguas, las cantidades usadas no son nocivas para el medio ni para 
el ser humano sin embargo es indispensable que no se haga ingesta de ningún 
tipo de reactivo. 
 
Implementos de Protección Personal 
Bata de laboratorio, gafas de seguridad, y guantes de nitrilo. 
 
 
 
 
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9. PROCEDIMIENTO, MÉTODO O ACTIVIDADES: 
 
Los siguientes cálculos deben estar en su cuaderno como parte del 
preinforme. 
 
1- Con la información referente, seleccione uno de los dos ácidos concentrados y 
determine su concentración molar (M) y molal (m). 
a) Ácido clorhídrico (δ disolución = 1,1977 g/mL, % p/p = 40,0, masa molar: 36,461 
g/mol). 
b) Ácido acético (δ disolución = 1,0538 g/mL, % p/p = 98,0, masa molar: 60,052 
g/mol). 
2- En cada caso realice los cálculos necesarios 
 
a. Determine la cantidad de soluto a pesar (g) si se desea preparar 100,00mL 
de una disolución de NaOH al 0,5M. 
b. Se desea preparar 50,00 mL de una dilución 0,3M de H2SO4 a partir de una 
disolución 1,50 M. Determine el volumen de alícuota que debe tomar y la 
concentración molar resultante. 
c. Determine la cantidad en gramos de ácido oxálico dihidratado (126,1 g/mol) 
necesario para que se consuman 10,00 mL de NaOH 0,50M en la 
estandarización. 
 
 
9.1 Procedimiento para preparar 100, 00 mL de una disolución a partir de un 
soluto sólido (disolución de NaOH 0,5 M) 
 
1. Tare un vaso de precipitados y en la balanza analítica pese la cantidad que 
cálculo de hidróxido de sodio, para preparar 100,00 mL de solución al 0,5 M 
(P.M. NaOH 40 g/mol). Registre en su cuaderno la cantidad exacta con todas 
las cifras que arroja el instrumento. 
2. Adicione ≈ 40,0 mL de agua destilada y mezcle con agitador de vidrio hasta 
alcanzar la solubilidad total, (si es posible caliente la solución, para ayudar a 
disolver). 
3. Transfiera a un balón aforado de 100,00mL, previamente enjuagado y 
complete con agua destilada hasta la línea de aforo, homogenice (agitando) y 
rotule: (disolución de NaOH). 
 
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9.2 Procedimiento para preparar 50,00 mL de una dilución de H2SO4 (0,3 M), a 
partir de una disolución de H2SO4 (1,50 M) 
 
1. Lave y enjuague con agua destilada un balón aforado de 50,00 mL (Vd). 
Realice el cálculo del volumen a medir para preparar la solución de 
concentración 0,3M (Vd) a partir de sulfúrico 1,50M. 
2. Tome una pipeta graduada (púrguela), y luego mida el volumen (Vc) calculado 
de H2SO4 concentrado (1,50M, Mc), utilice el pipeteador. 
3. Vierta esta alícuota en el balón aforado de 50,00 mL, y complete con agua 
destilada hasta la línea de aforo, agite, homogenice y rotule. (Esta disolución 
se emplea, para realizar la titulación). 
 
 
9.3 Estandarización de la disolución de NaOH 
 
1. Lavar la bureta, con agua destilada y comprobar que no haya escape de 
líquido por la llave. Purgar la bureta con 3 mL de disolución de hidróxido de 
sodio que usted preparo (3 veces), desechar el líquido en el recipiente para 
residuos básicos. 
2. Sobre soporte universal ubicar la pinza para bureta y en ésta ubicar la bureta. 
Cerrar la llave de la bureta y con ayuda de un vaso de precipitados adicionar 
la disolución de hidróxido de sodio hasta llenar la bureta. 
3. Ubicar el vaso del NaOH debajo de la bureta y abrir la llave hasta desalojar las 
burbujas de la punta. Enrasar la bureta en su máxima capacidad con 
disolución de NaOH. 
4. Tomar dos Erlenmeyer limpios y secos, tararlos y en cada uno pesar la 
cantidad que usted cálculo de Ácido Oxálico para la estandarización del 
NaOH. La masa que se pesa en cada caso se debe conocer con todas las 
cifras que arroja la balanza analítica. Agregar 10 mL de agua destilada y 
solubilizar el ácido por completo. Luego, añadir 1 gota de fenolftaleína y 
mezclar. 
5. Ubicar el Erlenmeyer debajo de la bureta, y a su vez una hoja de papel blanco 
debajo del Eerlenmeyer. Seguir la instrucción del docente e iniciar proceso de 
titulación. 
6. Abrir la llave de la Bureta y dejar caer, gota a gota el Titulante con agitación 
constante en el Erlenmeyer donde está el Analito; la solución incolora empieza 
a tornar la solución rosa pálido. 
7. La primera gota en donde se transforma a rosa pálido y se mantiene dicha 
coloración sirve para indicar la neutralización y por ende el fin de la Titulación. 
8. Registrar el volumen desalojado de la Bureta cuando se alcance la 
neutralidad. Realice un duplicado de la titulación y promedie la concentración. 
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* Si hay escape de líquido por la llave de la bureta, consulte al docente 
** Tenga presente que la adición máxima del líquido contenido en la bureta es solo hasta la última 
línea de graduación, el espacio sin graduación y la punta de la bureta no pueden ser vaciados 
sobre el analito en ningún caso. 
 
9.4 Titulación de una dilución de ácido sulfúrico utilizando indicador 
colorido. 
 
1. Cargue la bureta con la disolución de NaOH que usted estandarizo. 
2. Tome un Erlenmeyer y agregue con pipetaaforada una alícuota de 10 mL de 
la dilución de ácido sulfúrico, agregue una gota de fenolftaleína. 
3. Haga adiciones de NaOH con agitación constante. 
4. Registre el volumen gastado de NaOH en el punto final de titulación, es decir, 
el momento en el que la disolución se torne ligeramente fucsia. 
5. Vuelva a cargar la bureta hasta el cero y realice el procedimiento por 
duplicado. 
 
9.5 Titulación de una disolución de ácido clorhídrico utilizando indicador 
colorido. 
 
1. Cargue la bureta con la disolución de NaOH que usted estandarizo. 
2. Tome un Erlenmeyer y agregue con pipeta aforada una alícuota de 10 mL de 
la disolución de ácido clorhídrico, agregue una gota de fenolftaleína. 
3. Haga adiciones de NaOH con agitación constante. 
4. Registre el volumen gastado de NaOH al punto final de titulación, es decir, el 
momento en el que la disolución se torne ligeramente fucsia. 
5. Cargue la bureta en cero y realice el procedimiento por duplicado. 
 
10 RESULTADOS ESPERADOS: 
 
Al finalizar la práctica se espera que el estudiante: 
 
• Seleccione y manipule de forma correcta los implementos de laboratorio 
adecuados para la preparación de una disolución (dependiendo del estado 
físico del soluto) o una dilución, incluyendo el manejo de cifras dependiendo 
de las tolerancias o incertidumbres de los mismos. 
• Diferencie entre lo que es una disolución y una dilución 
 
 
 
 
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11 CRITERIO DE EVALUACIÓN A LA PRESENTE PRÁCTICA: 
 
El estudiante deberá portar su material de laboratorio completo (bata, guantes, 
gafas de seguridad y respirador) y el cuaderno de laboratorio respectivo. La 
realización de la práctica está condicionada a la entrega al principio de la sesión 
del pre informe de laboratorio, el cual debe seguir los parámetros indicados por el 
docente de laboratorio. Además, el pre informe de laboratorio deberá incluir el 
cuestionario resuelto. El estudiante realiza la estandarización de una solución de 
hidróxido de sodio usando un patrón primario como lo es el ácido oxálico. 
Establece su concentración molar con la adecuada cantidad de cifras 
significativas. Una vez ha establecido la concentración molar estandarizada para 
el hidróxido de sodio, lleva a cabo la titulación de dos ácidos usando sus 
conocimientos en estequiometría. Calcula las concentraciones molares 
estandarizadas para cada uno de los ácidos trabajados en la sesión de laboratorio. 
Y por último, calcular el error en las soluciones valoradas y las discusiones de 
resultados deben estar acorde con el error encontrado. 
 
 
12 BIBLIOGRAFIA: 
 
• Acosta Niño, G.E., 2010. Manual de Laboratorio de Química General, 2ª 
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UNIVERSIDAD MILITAR NUEVA GRANADA 
 
Práctica N° 10: Preparación y valoración de disoluciones 
 
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INFORME DE LA PRACTICA