PRACTICA QUIMICA DISOLUCIONES

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LABORATORIO DE QUIMICA
ORGANICA
DISOLUCIONES 
I. OBJETIVOS
 Objetivos generales.- observar el comportamiento de las disoluciones 
y la utilidad de las mismas.
 Preparación e identificación de soluciones.
 Objetivos específicos.- 
 Clasificar experimentalmente diferentes soluciones.
 Utilización de sustancia patrón.
 Determinar teóricamente las concentraciones de soluciones ácidas y básicas.
 Utilización de diferentes indicadores de pH.
 Estandarización de soluciones ácidas y básicas.
 Determinar experimentalmente las concentraciones de soluciones ácidas y
básicas.
II. FUNDAMENTO TEORICO
Disoluciones
1 INTRODUCCIÓN
Disoluciones, en química, mezclas homogéneas de dos o más sustancias. La sustancia 
presente en mayor cantidad suele recibir el nombre de disolvente, y a la de menor 
cantidad se le llama soluto y es la sustancia disuelta. El soluto puede ser un gas, un 
líquido o un sólido, y el disolvente puede ser también un gas, un líquido o un sólido. El 
agua con gas es un ejemplo de un gas (dióxido de carbono) disuelto en un líquido (agua). 
Las mezclas de gases, como ocurre en la atmósfera, son disoluciones. Las disoluciones 
verdaderas se diferencian de las disoluciones coloidales y de las suspensiones en que las
partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las 
moléculas del disolvente. Observadas a través del microscopio, las disoluciones aparecen
homogéneas y el soluto no puede separarse por filtración. Las sales, ácidos y bases se 
ionizan al disolverse en agua.
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Algunos metales son solubles en otros en estado líquido y solidifican manteniendo la 
mezcla de átomos. Si en dicha mezcla los dos metales pueden solidificar en cualquier 
proporción, se trata de una disolución sólida.
2 SOLUBILIDAD
Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier 
proporción. En una disolución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue 
añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la 
disolución está saturada. La solubilidad de un compuesto en un disolvente concreto y a 
una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto 
que puede ser disuelta en la disolución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad 
aumenta al aumentar la temperatura del disolvente. En el caso de sustancias como los 
gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que 
disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en disoluciones cuyas 
moléculas tienen una estructura similar a las del disolvente. Por ejemplo, el etanol 
(C2H5OH) y el agua (HOH) tienen moléculas de estructura similar y son muy solubles entre
sí.
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3 PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS DISOLUCIONES
Cuando se añade un soluto a un disolvente, se alteran algunas propiedades físicas del 
disolvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el 
punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración
de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto), como el 1,2-
etanodiol (HOCH2CH2OH). Por otra parte, al añadir un soluto se rebaja la presión de vapor
del disolvente.
Otra propiedad destacable de una disolución es su capacidad para ejercer una presión 
osmótica. Si separamos dos disoluciones de concentraciones diferentes por una 
membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del 
disolvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del disolvente pasarán de
la disolución menos concentrada a la disolución de mayor concentración, haciendo a esta 
última más diluida.
4 CONCENTRACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN
Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más
utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M). Los gramos por litro indican la masa 
de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, 
expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 
40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.
La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, 
contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El 
número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un 
mol (masa molar) de soluto. Por ejemplo, para conocer la molaridad de una disolución que
se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de 
disolución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro 
de sodio es la suma de las masas atómicas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 
58,5 g/mol, el número de moles será 70/58,5 = 1,2 y, por tanto, M = 1,2/2= 0,6 M (0,6 
molar).
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Dos tipos de disoluciones sólidas
Se forma una disolución sólida cuando los átomos de una sustancia se distribuyen 
por completo alrededor de los de otra. Las aleaciones, que son mezclas de dos o 
más metales, son con frecuencia disoluciones sólidas. Aquí se ilustran dos tipos 
de estas disoluciones. La de la izquierda es intersticial, lo que significa que los 
átomos disueltos ocupan espacios vacíos de la estructura cristalina del material 
disolvente. Esto sólo es posible cuando los átomos disueltos son mucho menores 
que los de la sustancia que los recibe. Pertenecen a esta clase ciertos aceros 
formados por una disolución de carbono en hierro. La disolución de la derecha es 
de sustitución: los átomos disueltos sustituyen a algunos de los que forman la red 
cristalina receptora. Pertenece a esta categoría el bronce, en el que el cinc se 
disuelve en cobre.
Estandarización de soluciones.
La estandarización es el proceso por el cual se determina la concentración 
exacta de una determinada solución, utilizando un soluto patrón, que debe poseer 
los siguientes requisitos:
 Poseer alta pureza
 Ser estable en condiciones de almacenamiento y en el medio ambiente.
 Ser estable durante el secado
 Reaccionar con la solución a estandarizar
 Poseer alta masa molecular.
La solución sometida a este proceso pasa a denominarse SOLUCIÓN 
ESTANDARIZADA o de concentración exactamente conocida, misma que puede 
ser empleada para titular o valorar otra solución.
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Valoración química
La bureta se utiliza en valoraciones químicas o volumetrías. Abriendo la llave de la
bureta se permite el paso del líquido, gota a gota, al vaso de precipitados, que en 
este caso se encuentra sobre un agitador, con el fin de acelerar la reacción.
Volumetría
Volumetría, también llamada valoración química, método químico para medir
cuánta cantidad de una disolución se necesita para reaccionar exactamente con
otra disolución de concentración y volumen conocidos. Para ello se va añadiendo
gota a gota la disolución desconocida o ‘problema’ a la otra disolución (disolución
valorada) desde un recipiente cilíndrico denominado bureta, hasta que la reacción
finaliza. Según el tipo de reacción que se produzca, la volumetría será, por
ejemplo, volumetría ácido-base, de oxidación-reducción o de precipitación. El final
de la reacción suele determinarse a partir del cambio de color de un indicador,
como papel de tornasol o una mezcla especial de indicadores denominada
indicador universal.
Si se prepara una cantidad de ácido o base con una concentración conocida, se
puede medir cuánta cantidad de la otra disolución se necesita para completar la
reacción de neutralización, y a partir de ello determinar la concentración de dicha
disolución. Para determinar cuánto ion cloruro hay en una disolución se emplea
una disolución de nitrato de plata de concentración conocida. Cuando la reacción
se completa se forma cloruro de plata insoluble, que aparece en el fondo del
líquido como un precipitado blanco.
ESTANDARIZACION DE Soluciones
Las disoluciones son mezclas de cloruro de sodio y agua, mezclade etanol y
agua, etc. Para que dos sustancias se mezclen y formen una disolución es
necesario que sean de la misma naturaleza, así el cloruro de sodio, el etanol y el
agua son sustancias polares: sustancias como el cloroformo, benceno, aceite y
otros similares son sustancias no polares, en consecuencia cuando se mezclan
estas formaran disoluciones. 
Unidades de concentración.- La proporción en las cuales participan las
sustancias en las disoluciones se denomina concentración y son:
a) Molaridad: La molaridad se define como el número de moles de soluto
disueltos en un litro de disolución.
b) Normalidad: La normalidad es el número de equivalentes gramo de soluto
disueltos en un litro de disolución.
c) Porcentaje en masa: El porcentaje se define como la masa del soluto entre
la masa de disolución por cien.
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Volumetría: Es un método muy empleado por la química analítica cuantitativa
cuyo propósito es determinar la concentración conocida
Punto de equivalencia. Es aquel punto en el que la cantidad del titulante
agregado al analito es exactamente el necesario para que reaccione
estequimetricamente.
III. PROCEDIMIENTO
o Formación de disoluciones:
Se tomaron 4 tubos de ensayo y en cada uno de ellos se llenó 1ml de agua,
alcohol etílico, cloroformo y benceno, luego a cada uno se colocó un poco de
cloruro de sodio y se tomaron los datos correspondientes. Después se realizó
el mismo procedimiento nada más que se utilizó aceite en cada tubo y se
tomaron los datos correspondientes.
o Preparación de HCl a 0.3M:
Se colocó 50ml de agua en un vaso de precipitado de 100ml y se le añadió
12.43 HCl y se lo disolvió para luego vertió en un matraz aforado de 500ml 
o Preparación de NaOH a 0.2M:
Se pesó 4.08g y se lo disolvió con agua destilada, luego se vertió la mezcla en
un matraz aforado de 250ml
o Método de titulación:
Se pesó 0.22g de carbonato de sodio luego se lo disolvió en 50ml de agua destilada, 
después se añadió unas 2 A 3 gotitas de naranja de metilo, posteriormente se llenó 
una bureta de 50ml con HCl a 0.3N, se añadió cuidadosamente HCl hasta que el 
indicador se torne de un color rosado.
Una vez realizado el anterior experimento se vertió en tres Erlenmeyer de 250ml, 25ml
de base y unas gotitas de fenolftaleína hasta que la solución tome un color 
transparente.
IV. MATERIALES Y REACTIVOS 
a. 10 tubos de ensayo
b. 3 matraces de Erlenmeyer
c. 2 vasos de precipitados de 250 ml
d. I vaso de precipitados de 100 ml
e. Varilla de vidrio, cepillo, espátula.
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f. Vidrio de reloj
g. Pipetas
h. Pro pipetas
i. Bureta de 50 ml
Reactivos
ITEM REACTIVO CARACTERÍSTICA CANTIDAD
1 Agua destilada
2 Ácido clorhídrico p.a. 12.43
3 Hidróxido de sodio p.a. 4.08
4 Carbonato de sodio p.a. 0.20
5 fenolftaleína
6 Naranja de metilo
V. DATOS ,CALCULOS Y (resultados)
 Formación de disoluciones 
AGUA Alcohol etílico cloroformo benceno
Cloruro 
de sodio
Se 
disuelve 
en total
Na Cl queda un 
poco sin disolver
NaCl no se disuelve NaCl no se 
disuelve
aceite No se 
disuelve y
se pone 
en dos 
fases
Dos fases:
 Alcohol
 aceite
Dos fases:
 aceite
 cloroformo
Se combina
cambiando 
de color y 
densidad
 explique por qué se forman disoluciones en un caso y en otros no:
 se forman disoluciones por tanto disolventes como solutos 
son sustancias puras y homogéneas, cuyos átomos se 
unen entre sí mediante fuerzas de enlace.
 NaCl→sedisuelve por completo con H 2O
Aceite→sedisuelve cambiandode¿C6H 6
 en las demás no llega a completarse la disolución porque 
son mezclas (polar) heterogéneas en la que se presentan 
dos fases, en la que existe partículas de tipo coloidal. 
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 Estandarización de la solución de HCl 0.3 M 
 Preparación de HCl 0.3 M
 Estandarización de la solución HCl 0.3 M 
 Calcule la concentración exacta para cada prueba usaremos:
P.E. Realizamos lo siguiente para luego llenar la tabla:
P (%) Dencidad 
HCl (g/ml)
Vol.HCl (ml) Vol. Solución
(ml)
37% 1.19 12.43 500
Nº Masa de Na2CO3(g) Vol. De HCl empleado 
(ml)
1 0.20 16.51
2 0.22 16.50
3 0.21 16.50
X 0.21 16.50
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Na2CO3+2HCl→NaCl+CO2+H2O
0.2 [g] Na2CO3 *
 2 eq-g Na2CO3 *
 1eq-g HCl 
=
 0.0038Eq-g HCl
 106 [g] Na2CO3 1eq-g Na2CO3 
Luego hallamos la concentración normal de:
0.0038Eq-g HCl 
*
 1000 [ml] 
= 
 0.228 (N)HCl
 16.51 [ml] 1 (L)
Nª (N) concentracion HCl
( Eq−g¿ )
X2
1 0.228 0.052
2 0.230 0.053
3 0.230 0.053
∑ x 0.688 0.158
X 0.229 0.052
Hallando la desviación estándar:
S=√∑ x2−
(∑ x )
2
n
n−1
=0.010
Con un nivel de confianza de: 95%
 t 0,025=4.303con :V=n−1=2
N HCl=(N HCl±t 0,025 S√n )(
Eq−g
¿ )
N HCl=(0.229±0.024 )( Eq−g¿ )
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 Estandarización de la solución de NaO 0.2 M 
 Preparación de NaO 0.2 M
 Estandarización de la solución NaO 0.2 M 
P (%) Masa de 
NaO (g)
Vol. Solución
(ml)
98% 4.08 500
Nº Vol. de NaOHmedido 
(ml)
Vol. De HCl empleado 
(ml)
1 20.10 17.50
2 20.20 17.51
3 20.00 17.50
X 20.10 17.50
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 Calcule la concentración exacta para cada prueba usaremos:
HCl+NaOH→NaCl+H2O
P.E. Realizamos lo siguiente para luego llenar la tabla:
Como conocemos las respectivas concentraciones de HCl realizamos el cálculo de
las concentraciones de NaOH:
CNaOH = 
 17.50 [mL] * 0 .228 [N]
 20.10 [mL] 
CNaOH = 0.199 (N) NaOH
Nª (N) concentracion NaOH
( Eq−g¿ )
X2
1 0.198 0.039
2 0.199 0.040
3 0.201 0.040
∑ x 0.598 0.119
X 0.199 0.039
Hallando la desviación estándar:
S=√∑ x2−
(∑ x )
2
n
n−1
=0.010
Con un nivel de confianza de: 95%
 t 0,025=4.303con :V=n−1=2
N NaOH=(N NaOH ±t 0,025 S√n )(
Eq−g
¿ )
VI. CONCLUCIONES
VHCl * CHCl = VNaOH * C NaOH
N NaOH=(0.199±0.024 )( Eq−g¿ )
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o Considero que la práctica fue muy interesante y que en ella aprendí diferentes
formas de averiguar la concentración de una determinada solución en el
laboratorio, así como identificar su volumen en la reacción con otro compuesto. 
o En el desarrollo de la práctica también aprendí la gran necesidad de contar con
sustancias denominadas patrón, las cuales considero fundamentales a la hora de
estandarizar un compuesto químico preparado en el laboratorio, así como también
aprendí a determinar esta concentración tomando en cuenta los datos señalados
en el frasco de donde proviene la solución, así como la forma de determinar por
cálculos el valor aproximado de la concentración de un determinado compuesto.
o Esta práctica fue fundamental para poder poner en práctica distintos conceptos
que aprendí en la primera parte de este semestre, así como su utilidad a la hora
de trabajar en el laboratorio con cualquier sustancia que pueda llegar a preparar
para cualquier otro futuro experimento en el cual se puedan presentar
imprecisiones a la hora de preparar una solución.
	Volumetría
	Reactivos