1. UNIVERSIDAD PERUANA CAYETANO HEREDIA
Facultad de Ciencias y Filosofía “Alberto Cazorla Talleri”
Química Experimental
(C0199)
INFORME DE LABORATORIO N°9
PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
Presentado por:
Oswaldo Francisco Lescano Osorio
Profesor(a):
Ing. Gilma Fernández Zúñiga
Lima
Noviembre 2017

2. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
1
OBJETIVOS
 Conocer las técnicas básicas para la preparación de soluciones de
distintas concentraciones físicas y químicas.
 Valorar una solución ácida y determinar su concentración.
 Valorar una solución básica y determinar su concentración.
PARTE TEÓRICA
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. Está formada
por el(los) soluto(s), la sustancia en menor cantidad, y el solvente, la sustancia
en mayor cantidad [1]. En el laboratorio químico se puede preparar una solución
de una concentración determinada si se conoce la pureza del reactivo: solo se
pesa la cantidad necesaria para obtener el volumen y la concentración de la
solución a preparar. La sustancia pesada se disuelve en un solvente apropiado,
generalmente agua destilada, el disolvente universal, y se diluye en una fiola o
matraz aforado hasta su respectivo volumen nominal.
Clases de soluciones
En base a la cantidad de soluto disuelto en la mezcla homogénea, las soluciones
pueden clasificarse en:
 Solución Saturada: Es una solución estable en la que hay un equilibrio
entre la fase dispersa (soluto) y el medio dispersante (solvente), ya que a
la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de
disolver más soluto.
 Solución Sobresaturada: Es una solución inestable, puesto que tiene
disuelto más soluto de lo permitido para una temperatura específica.
 Solución Diluida: Es una solución en la que la cantidad de soluto disuelto
es mínima y se encuentra lejos de la solubilidad [2].
Unidades de Concentración
La concentración es una magnitud que relaciones cantidades de soluto con
cantidades de disolvente presentes en una solución [3]. Las unidades pueden
ser físicas o químicas. Dentro de las unidades físicas se encuentran:
 Porcentaje en peso (%P/P): Peso en gramos de soluto en 100 gramos
de solución.
 Porcentaje en volumen (%V/V): Volumen en mL de soluto en 100 mL de
solución.
 Porcentaje Peso-Volumen (%P/V): Peso en gramos de soluto en 100 mL
de solución [4].
 Partes por millón (ppm): Indica 1 parte de soluto por cada millón (106)
de partes de solución. Puede expresarse en P/P, V/V o P/V.
 Partes por billón (ppb): Indicar 1 parte de soluto por cada billón (109) de
parte de solución. Puede expresarse en P/P, V/V o P/V.
Dentro de las unidades químicas se encuentran:

3. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
2
 Molaridad: Expresa los moles de soluto disuelto en 1 litro de solución.
 Molalidad: Expresa los moles de soluto disuelto en 1 kg de solvente [3].
 Normalidad: Expresa el número de equivalentes de soluto en 1 litro de
solución.
 Osmolaridad: Expresa los osmoles de soluto disuelto en 1 litro de
solución [4].
No todas las soluciones pueden ser preparadas por simple pesada. Existen
solutos delicuescentes o que no tienen una alta pureza (hidróxidos alcalinos o
ácidos inorgánicos, por ejemplo). Para estos casos se prepara primero una
solución cuya concentración sea aproximadamente la requerida; luego, se debe
determinar la concentración exacta de la solución mediante una técnica llamada
valoración o titulación, la cual hace uso de una disolución patrón o titulante,
una solución de concentración exactamente conocida, que se agrega hasta
alcanzar el punto de equivalencia [1]. Este patrón puede ser primario, que es
una solución preparada por pesada. Algunos patrones primarios son el NaCl
seco, el Na2CO3 anhidro y el Zn metálico [5]. Caso contrario, el patrón se
secundario y debe haber sido previamente valorado con un patrón primario [6].
En la práctica, el punto de equivalencia puede ser estimado mediante la
observación de algún cambio físico que esté asociado a él. El punto en el que
este cambio es observado se conoce como punto final. La sustancia que hace
observable este cambio físico se conoce como indicador [1] y su elección se
hace con el criterio tal que la diferencia entre el punto final y el punto de
equivalencia sea mínima. El anaranjado de metilo y la fenolftaleína son dos de
los indicadores más utilizados.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiales
Fiolas de 10, 25, 50 y 100 mL Beakers de 50 y 125 mL
Pipetas graduadas de 1 y 10 mL Bagueta
Balanza electrónica Balanza analítica
4 Frascos de plástico de 100 mL con tapa 3 Frascos de plástico de 50 mL
Propipeta Bureta de 50 mL
Probeta de 10 mL Papel para pesar
Matraz de 125 mL Soporte universal
Pinzas nuez Papel toalla
Reactivos
Carbonato de sodio (Na2CO3) Agua destilada (H2O)
Etanol (CH3CH2OH) al 96% V/V Bifosfato de sodio (Na2HPO4)
Ácido clorhídrico (HCl) concentrado Hidróxido de sodio (NaOH) sólido
Ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado Fenolftaleína
Anaranjado de metilo Ácido clorhídrico (HCl) 0,0011 M
Biftalato de potasio (HOOCC6H4COOK)

4. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
3
Procedimiento Experimental
Preparación y valoración de 100 mL de una solución 0,25 N de HCl
1. Calcule el volumen de HCl concentrado necesario para preparar 100 mL
de solución. Considere los datos de densidad y el %P/P del ácido escritos
en la etiqueta del frasco.
2. Mida el volumen en una probeta.
3. Coloque en la fiola de 100 mL una pequeña cantidad de agua destilada,
luego vierta sobre ella y con cuidado la cantidad de HClcc calculada en el
paso anterior.
4. Complete con agua destilada el volumen necesario hasta la marca de la
fiola.
5. Tapar y homogenizar.
6. Pesar exactamente 0,1331 g de Na2CO3 y colocarlos en un matraz de 125
mL.
7. Añadir 10 mL de agua al matraz y disolver el carbonato de sodio.
8. Añadir 1 gota de anaranjado de metilo y agitar bien.
9. Llenar la bureta con la solución preparada hasta la marca de cero.
10.Hacer caer lentamente el HCl sobre la solución de carbonato de sodio,
agitando bien.
11.Añadir HCl hasta que note un cambio permanente de color en la solución
del matraz.
12.Anotar el volumen de HCl gastado. Se llegó al punto final de la titulación.
13.Calcular la concentración real del HCl.
14.Hacer el experimento por duplicado en caso no se obtuvo la variación de
color deseada.
15.Hallar el porcentaje de error en la titulación.
Preparación y valoración de una solución de NaOH al 1%P/P
1. Pesar la cantidad necesaria de NaOH en un vaso de 125 mL (un sólido
higroscópico) para preparar 100 g de solución.
2. Añadir agua destilada al vaso hasta tener un peso de solución de 100 g.
3. Agitar bien la mezcla hasta que todo el sólido se disuelva.
4. Medir un determinado volumen de solución de NaOH preparada y pesarlo.
5. Valorar la solución preparada con HCl 0,25 N del ensayo anterior, ya que
se conoce su concentración real.
6. Medir con una pipeta 10 mL de solución de NaOH y colocar este volumen
en un matraz de 125 mL.
7. Agregar fenolftaleína como indicador.
8. Hacer caer la solución de HCl sobre el matraz y proceder como en la
anterior titulación.
9. Medir la cantidad de HCl gastado en la valoración.
10.Calcular la normalidad real del NaOH y hallar el porcentaje de error.
11.Hacer el experimento por duplicado en caso no se obtuvo la variación de
color deseada.

5. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
4
Segunda valoración de una solución de NaOH al 1%P/P
1. Valorar la solución de NaOH preparada con biftalato de potasio sólido.
2. Llenar la bureta con solución de NaOH al 1%P/P.
3. Calcular la cantidad de biftalato de potasio que debe pesar para valorar
10 mL de la solución de NaOH. Consultar con la profesora antes de pesar.
4. Pesar la cantidad requerida de biftalato, colocarla en un matraz de 125
mL y disolverla con agua destilada (volumen aproximado). Agregar
fenolftaleína como indicador.
5. Hacer caer la solución de NaOH sobre el matraz y proceder como en las
otras titulaciones.
6. Medir la cantidad de NaOH gastado en la valoración.
7. Calcular la normalidad real del NaOH y hallar el porcentaje de error.
8. Hacer el experimento por duplicado en caso no se obtuvo la variación de
color deseada.
Preparación y valoración de 25 mL de una solución de HCl 0,1 N a partir de
una solución de HCl 0,25 N
1. Calcular el volumen de HCl 0,25 N previamente preparada para preparar
25 mL de solución de HCl 0,1 N.
2. Colocar en la fiola de 25 mL una pequeña cantidad de agua destilada,
luego verter sobre ella y con cuidado el volumen de HCl (0,25 N) calculado
en el paso anterior y medido con una pipeta; ahora completar el volumen
de agua hasta la marca de la fiola.
3. Tapar y homogenizar.
4. Calcular la cantidad de Na2CO3 necesaria para valorar 10 mL de HCl.
5. Antes de pesar el Na2CO3 avisar a la profesora.
6. Colocar el sólido pesado en un matraz, añadir 10 mL de agua y disolver
el carbonato de sodio.
7. Añadir 1 gota de anaranjado de metilo y agitar bien.
8. Llenar la bureta con solución de HCl 0,1 N.
9. Hacer caer lentamente el ácido sobre el matraz, agitando bien.
10.Añadir la solución de HCl hasta que note un cambio permanente de color
en la solución del matraz.
11.Anotar el volumen de HCl gastado.
12.Calcular la concentración real del HCl.
13.Hallar el porcentaje de error en la concentración del ácido.
14.Hacer el experimento por duplicado en caso no se obtuvo la variación de
color deseada.
Preparación y valoración de 100 mL de solución de Na2CO3 200 ppm (P/V)
1. Calcular la cantidad de Na2CO3 necesaria para preparar 100 mL de
solución.
2. Pesar la cantidad exacta de carbonato en la balanza adecuada.
3. Disolver el sólido que pesó en un vaso con una pequeña cantidad de agua
y agitar la solución con una bagueta.
4. Colocar en la fiola de 100 mL la solución del vaso y completar el volumen
con agua hasta el enrase de la fiola.

6. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
5
5. Tapar y homogenizar.
6. Medir exactamente 10 mL de HCl 0,0011 M y colocarlos en un matraz de
125 mL.
7. Añadir una gota de anaranjado de metilo y agitar bien.
8. Llenar la bureta con solución de Na2CO3 hasta la marca de cero.
9. Hacer caer lentamente la solución salina sobre el HCl agitando bien.
10.Añadir Na2CO3 hasta que note un cambio permanente de color en la
solución del matraz.
11.Anotar el volumen de Na2CO3 gastado.
12.Calcular la concentración real de carbonato de sodio y hallar el porcentaje
de error.
13.Hacer el experimento por duplicado en caso no se obtuvo la variación de
color deseada.
Preparación y valoración de 10 mL de una solución 0,2 m de H2SO4
1. Calcular el volumen de H2SO4 concentrado necesario para preparar 10
mL de solución. Considerar los datos de densidad y el %P/P del ácido
escritos en la etiqueta del frasco.
2. Medir el volumen en una pipeta.
3. Colocar en la fiola de 10 mL una pequeña cantidad de agua destilada,
luego verter sobre ella y con cuidado la cantidad de H2SO4 concentrado
calculada en el paso previo.
4. Completar con agua destilada el volumen necesario hasta el aforo del
matraz aforado.
5. Tapar y homogenizar.
6. Pesar 0,13 g de Na2CO3 y disolverlos en 35 mL de agua destilada. Verter
la solución a un matraz de 125 mL.
7. Añadir 1 gota de anaranjado de metilo y agitar bien.
8. Medir un determinado volumen de solución de H2SO4 y pesarlo.
9. Agregar la solución a valorar en la bureta.
10.Hacer caer lentamente el ácido sobre la solución salina agitando bien.
11.Anotar el volumen de ácido sulfúrico gastado.
12.Calcular la concentración real del H2SO4 y hallar el porcentaje de error.
Preparación de una solución de Etanol al 1,92% V/V a partir de una solución
de etanol al 96% V/V
1. Calcular el volumen necesario de etanol para preparar 100 mL de
solución.
2. Medir en una pipeta el volumen calculado de etanol y colocarlo en una
fiola de 100 mL.
3. Añadir agua a ala fiola hasta alcanzar el aforo.
4. Tapar la fiola y agitar bien la mezcla, invirtiendo la fiola y agitando.
5. Guardar la solución en un envase de plástico rotulado.
Preparación de 25 mL de una solución de Na2HPO4 0,3 osmol
1. Calcular la cantidad de bifosfato de sodio necesaria para preparar 25 mL
de solución.

7. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
6
2. Pesar en la balanza analítica la cantidad calculada de sal.
3. Colocar el sólido en un vaso y añadir 5 mL de agua destilada y disolver
agitando con la bagueta.
4. Colocar en la fiola de 25 mL la sal disuelta y completar el volumen con
agua destilada hasta el enrase.
5. Guardar la solución en un envase de plástico rotulado.
CÁLCULOS PARA LA PREPARACIÓN DE SOLUCIONES
Solución de NaOH 1% P/P
1 g NaOH ------------ 100 g Solución
Solución de CH3CH2OH 1,92% V/V a partir de CH3CH2OH 96% V/V
%𝑉/𝑉1 × 𝑉1 = %𝑉/𝑉2 × 𝑉2
96% × 𝑉1 = 1,92% × 100 𝑚𝐿
𝑉1 = 2 𝑚𝐿 𝐶𝐻3 𝐶𝐻2 𝑂𝐻 96% 𝑉/𝑉
Solución de Na2CO3 200 ppm (P/V)
1 𝑝𝑝𝑚 = 1
𝜇𝑔
𝑚𝐿
200 𝑝𝑝𝑚 =
𝑥
100 𝑚𝐿
𝑥 = 20 000 𝜇𝑔 = 0,02 𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
Solución de HCl 0,25 N a partir de HClcc 37,1% P/P
𝑀 =
10 × (% 𝑃 𝑃⁄ ) × 𝜌 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑀̅
Dato: 𝜌 𝐻𝐶𝑙 𝑐𝑐
= 1,1850 𝑔/𝑚𝐿
[𝐻𝐶𝑙 𝑐𝑐] =
10 × 37,1 × 1,1850
36,5
= 12,04 𝑀
𝑁1 × 𝑉1 = 𝑁2 × 𝑉2
0,25 𝑁 × 100 𝑚𝐿 = 12,04 𝑁 × 𝑉2
𝑉2 = 2,076 𝑚𝐿 ≈ 2,1 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙 𝑐𝑐

8. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
7
Solución de HCl 0,1 N a partir de HCl 0,25 N
𝑁1 × 𝑉1 = 𝑁2 × 𝑉2
0,1 𝑁 × 25 𝑚𝐿 = 0,25 𝑁 × 𝑉2
𝑉2 = 10 𝑚𝐿 𝐻𝐶𝑙 0,25 𝑁
Solución de H2SO4 0,2 m a partir de H2SO4cc 97%P/P
𝑀 =
10 × (% 𝑃 𝑃⁄ ) × 𝜌 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
𝑀̅
Dato: 𝜌 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
= 1,840 𝑔/𝑚𝐿
[𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
] =
10 × 97 × 1,840
98
= 18,21 𝑀
𝑚 𝑠𝑜𝑙 =
𝑀 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
× 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
𝑉𝑠𝑜𝑙 − 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
0,2 =
18,21 × 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
0,010 − 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
⇒ 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
= 0,1 𝑚𝐿 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑐𝑐
Solución de Na2HPO4 0,3 osmol
Na2HPO4(ac) → 2 Na+(ac) + HPO4-2
𝑖 = 2 + 1 = 3
𝑂𝑠𝑚𝑜𝑙 = 𝑀 × 𝑖
0,3 𝑜𝑠𝑚𝑜𝑙 = 𝑀 × 3 ⇒ [ 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4] = 0,1 𝑀
𝑀 =
𝑛 𝑠𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙
=
𝑚 𝑠𝑡𝑜
𝑀̅ 𝑠𝑡𝑜 × 𝑉𝑠𝑜𝑙
⟹ 𝑚 𝑠𝑡𝑜 = 𝑀 × 𝑀̅ 𝑠𝑡𝑜 × 𝑉𝑠𝑜𝑙
𝑚 𝑠𝑡𝑜 = (0,1 𝑚𝑜𝑙 𝐿⁄ )× (141,97 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (0,025 𝐿)
𝑚 𝑠𝑡𝑜 = 0,354925 𝑔 𝑁𝑎2 𝐻𝑃𝑂4
RESULTADOS EXPERIMENTALES DE LAS VALORACIONES
Tabla 1. Datos brutos y procesados de la valoración de HCl 0,25 N.
Prueba
Volumen
inicial de HCl
(mL)
Volumen final
de HCl (mL)
Volumen
gastado de
HCl (mL)
Color final del
contenido del
matraz
1 0,0 11,3 11,3 Rojo
2 11,0 22,2 11,2 Anaranjado

9. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
8
Tabla 2. Datos brutos y procesados de la valoración de NaOH al 1% P/P.
Volumen inicial
de HCl (mL)
Volumen final
de HCl (mL)
Volumen gastado
de HCl (mL)
Color final del
contenido del
matraz
0,0 10,9 10,9 Incoloro
Tabla 3. Datos brutos para la determinación de la densidad de la solución de
NaOH al 1% P/P.
Masa (g) Volumen (mL)
3,89 4,0
Tabla 4. Datos brutos y procesados de la segunda valoración de NaOH al 1%
P/P.
Volumen inicial
de NaOH (mL)
Volumen final
de NaOH (mL)
Volumen gastado
de NaOH (mL)
Color final del
contenido del
matraz
0,0 10,0 10,0 Rojo grosella
Tabla 5. Datos brutos y procesados de la valoración de HCl 0,1 N.
Volumen inicial
de HCl (mL)
Volumen final
de HCl (mL)
Volumen gastado
de HCl (mL)
Color final del
contenido del
matraz
32,0 43,4 11,4 Anaranjado
Tabla 6. Datos brutos y procesados de la valoración de Na2CO3 200 ppm (P/V).
Volumen inicial
de Na2CO3 (mL)
Volumen final
de Na2CO3 (mL)
Volumen gastado
de Na2CO3 (mL)
Color final del
contenido del
matraz
0,0 2,8 2,8 Anaranjado
Tabla 7. Datos brutos y procesados de la valoración de H2SO4 0,2 m.
Volumen inicial
de H2SO4 (mL)
Volumen final
de H2SO4 (mL)
Volumen gastado
de H2SO4 (mL)
Color final del
contenido del
matraz
42,9 48,9 6,0 Anaranjado
Tabla 8. Datos brutos para la determinación de la densidad de la solución de
H2SO4 0,2 m.
Masa (g) Volumen (mL)
1,76 2,0
CÁLCULOS Y REACCIONES QUÍMICAS DE LAS VALORACIONES
Valoración de HCl 0,25 N
El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el carbonato de sodio (Na2CO3) según
el siguiente par de reacciones [7]:
Na2CO3(ac) + HCl(ac) → NaHCO3(ac) + NaCl(ac) (1)

10. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
9
NaHCO3(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g) (2)
Si se suman las ecuaciones 1 y 2, se obtiene la siguiente reacción global:
Na2CO3(ac) + 2 HCl(ac) → 2 NaCl(ac) + H2O(l) + CO2(g) (3)
Por otro lado, según la Tabla 1, la primera valoración culminó con un cambio de
color de amarillo a rojo, lo cual indica que la muestra se acidificó en exceso y
que el proceso no fue realizado correctamente. Por ello, se utilizará el volumen
gastado de la segunda prueba (11,2 mL) para determinar la concentración real
de HCl.
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙 = 𝑁 𝑁𝑎2 𝐶 𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
[ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3] =
(0,1331 𝑔)
(106 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (0,010 𝐿)
= 0,125566 𝑀
𝑁 = 𝜃𝑀 ⇒ 𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
= (2 𝑒𝑞./𝑚𝑜𝑙) × (0,125566 𝑀) = 0,251132 𝑁
𝑁 𝐻𝐶𝑙 =
𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑉𝐻𝐶𝑙
=
(0,251132 𝑁) × (10 𝑚𝐿)
11,2 𝑚𝐿
= 0,224 𝑁
%𝜀 =
| 𝑁𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 − 𝑁𝑟𝑒𝑎𝑙|
𝑁𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎
× 100%
%𝜀 =
|0,25 − 0,224|
0,25
× 100% = 10,4%
Primera valoración de NaOH al 1% P/P
El hidróxido de sodio (NaOH) reacciona con ácido clorhídrico (HCl), según la
reacción 4:
HCl(ac) + NaOH(ac) → NaCl(ac) + H2O(l) (4)
Por otra parte, en base a los datos de la Tabla 2, la concentración real de la
solución de NaOH es:
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙 = 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 =
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙
𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
=
(0,224 𝑁)× (10,9 𝑚𝐿)
10 𝑚𝐿
= 0,2444 𝑁
Según la Tabla 3, la densidad de la solución de NaOH preparada es:
𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
⇒ 𝜌 𝑠𝑜𝑙 =
3,89 𝑔
4 𝑚𝐿
= 0,9725 𝑔/𝑚𝐿
Por lo tanto, su porcentaje peso/peso es:
%
𝑃
𝑃
=
𝑀 × 𝑀̅
10 × 𝜌
=
0,2444 × 40
10 × 0,9725
= 1,005%

11. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
10
%𝜀 =
|1,000% − 1,005%|
1,000%
× 100% = 0,5%
Segunda valoración de NaOH al 1% P/P
El hidróxido de sodio (NaOH) reacciona con la sal orgánica biftalato de potasio
(HOOCC6H4COOK), según la reacción 5 [8]:
HOOCC6H4COOK(ac) + NaOH(ac) → NaOOCC6H4COOK(ac) + H2O(l) (5)
Por otro lado, para valorar 10 mL de solución de NaOH con 10 mL de solución
de HOOCC6H4COOK, se emplearon 0,4986 g de este último.
𝑁 𝐻𝑂𝑂𝐶𝐶6 𝐻4 𝐶𝑂𝑂𝐾 × 𝑉𝐻𝑂𝑂𝐶 𝐶6 𝐻4 𝐶𝑂𝑂𝐾 = 𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑁 𝑏𝑖𝑓𝑡. =
𝑁 𝑁𝑎𝑂𝐻 × 𝑉𝑁𝑎𝑂𝐻
𝑉𝑏𝑖𝑓𝑡.
=
(0,2444 𝑁) × (10 𝑚𝐿)
10 𝑚𝐿
= 0,2444 𝑁
𝑀 =
𝑁
𝜃
⇒ [ 𝐻𝑂𝑂𝐶𝐶6 𝐻4 𝐶𝑂𝑂𝐾] =
0,2444 𝑁
1 𝑒𝑞./𝑚𝑜𝑙
= 0,2444 𝑀 =
𝑊𝐻𝑂𝑂𝐶 𝐶6 𝐻4 𝐶𝑂𝑂𝐾
(204 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (0,01 𝐿)
𝑊𝐻𝑂𝑂𝐶 𝐶6 𝐻4 𝐶𝑂𝑂𝐾 = 0,4986 𝑔
Según la Tabla 4, el volumen gastado de NaOH fueron los 10 mL deseados. Por
ende, el error relativo porcentual es de 0% y la concentración real de la solución
es 0,2444 N.
Valoración de HCl 0,1 N
El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el carbonato de sodio (Na2CO3) según
la reacción 3. Para la valoración de 10 mL de solución de HCl con 10 mL de
solución de Na2CO3, se emplearon 0,053 g de sal.
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙 = 𝑁 𝑁𝑎2 𝐶 𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
=
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙
𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
=
(0,1 𝑁) × (10 𝑚𝐿)
10 𝑚𝐿
= 0,1 𝑁
𝑀 =
𝑁
𝜃
⇒ [ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3] =
0,1 𝑁
2 𝑒𝑞./𝑚𝑜𝑙
= 0,05 𝑀 =
𝑊𝑁𝑎2 𝐶 𝑂3
(106 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (0,010 𝐿)
𝑊𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
= 0,053 𝑔
En base a la Tabla 5, la concentración real de HCl es:
𝑁 𝐻𝐶𝑙 =
𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶 𝑂3
𝑉𝐻𝐶𝑙
=
(0,1 𝑁) × (10 𝑚𝐿)
11,4 𝑚𝐿
= 0,0877 𝑁

12. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
11
%𝜀 =
|0,1 − 0,0877|
0,1
× 100% = 12,3%
Valoración de Na2CO3 200 ppm (P/V)
El ácido clorhídrico (HCl) reacciona con el carbonato de sodio (Na2CO3) según
la reacción 3. Por otro lado, en base a los datos de la Tabla 6, la concentración
real de Na2CO3 es:
𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
=
𝑁 𝐻𝐶𝑙 × 𝑉𝐻𝐶𝑙
𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
=
(0,0011 𝑁) × (10 𝑚𝐿)
2,8 𝑚𝐿
= 0,00393 𝑁
𝑀 =
𝑁
𝜃
⇒ [ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3] =
0,00393 𝑁
2 𝑒𝑞./𝑚𝑜𝑙
= 0,001965 𝑀
0,001965 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
×
106 𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑚𝑜𝑙 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
×
1000 𝑚𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
1 𝑔 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
= 208,29 𝑝𝑝𝑚
%𝜀 =
|200 − 208,29|
200
× 100% = 4,145%
Valoración de H2SO4 0,2 m
El ácido sulfúrico (H2SO4) reacciona con el carbonato de sodio (Na2CO3) según
la reacción 6 [9]:
H2SO4(ac) + Na2CO3(ac) → NaSO4(ac) + CO2(g) + H2O(l) (6)
Por otra parte, para la valoración se emplearon 0,13 g de Na2CO3 en 35 mL de
solución. Por lo tanto, su concentración es:
[ 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3] =
0,13 𝑔
(106 𝑔 𝑚𝑜𝑙⁄ ) × (0,0350 𝐿)
= 0,03504 𝑀
⇒ 𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
= (2 𝑒𝑞. 𝑚𝑜𝑙⁄ )× (0,03504 𝑀) = 0,07008 𝑁
En base a los resultados de la Tabla 7, la concentración real de H2SO4 es:
𝑁 𝐻2 𝑆𝑂4
× 𝑉𝐻2 𝑆𝑂4
= 𝑁 𝑁𝑎2 𝐶 𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑁 𝐻2 𝑆𝑂4
=
𝑁 𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
× 𝑉𝑁𝑎2 𝐶𝑂3
𝑉𝐻2 𝑆𝑂4
=
(0,07008 𝑁) × (35 𝑚𝐿)
6,0 𝑚𝐿
= 0,4088 𝑁
Según la Tabla 3, la densidad de la solución de H2SO4 preparada es:
𝜌 =
𝑚𝑎𝑠𝑎
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
⇒ 𝜌 𝑠𝑜𝑙 =
1,76 𝑔
2 𝑚𝐿
= 0,88 𝑔/𝑚𝐿

13. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
12
Por lo tanto, su molalidad es:
𝑊𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 𝜌 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 × 𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = (0,88 𝑔 𝑚𝐿⁄ ) × (6,0 𝑚𝐿) = 5,28 𝑔
𝑀 =
𝑁
𝜃
⇒ [ 𝐻2 𝑆𝑂4] =
0,4088 𝑁
2 𝑒𝑞./𝑚𝑜𝑙
= 0,2044 𝑀 =
𝑊𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
(98 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (0,006 𝐿)
𝑊𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 0,1201872 𝑔
∴ 𝑊𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 𝑊𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 + 𝑊𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 ⇒ 𝑊𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = (5,28 𝑔)− (0,1201872 𝑔)
𝑊𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 𝑊𝐻2 𝑂 = 5,1598128 𝑔 = 5,1598128 × 10−3
𝑘𝑔
𝑚 𝐻2 𝑆𝑂4
=
𝑊𝐻2 𝑆𝑂4
𝑀̅ 𝐻2 𝑆𝑂4
× 𝑊𝐻2 𝑂
=
0,1201872 𝑔
(98 𝑔/𝑚𝑜𝑙) × (5,1598128× 10−3 𝑘𝑔)
= 0,237683 𝑚
%𝜀 =
|0,2 − 0,237683|
0,2
× 100% = 18,84%
DISCUSIÓN DE LOS RESULTADOS
Valoración de HCl 0,25 N
La valoración del HCl fue realizada con Na2CO3, ya que esta sal es un patrón
primario, incluso cuando presenta un bajo porcentaje de impurezas inertes con
ácidos [6].
La concentración real del HCl fue de 0,224 N, con un error relativo porcentual de
10,4%. Esta considerable diferencia pudo deberse a una medición inexacta y
menor de los 2,1 mL de HCl concentrado en la pipeta y/o a un enrase inexacto
en la fiola. En un segundo plano, los valores del porcentaje en peso y la densidad
pudieron no ser completamente exactos, lo que causa también esta desviación.
Primera valoración de NaOH al 1% P/P
La concentración del NaOH fue de 1,005% P/P, con un error relativo porcentual
mínimo de 0,5%. El principal error en la preparación de esta mezcla homogénea
fue el enrase: dado que se usó 1 gramo de NaOH, para obtener 100 gramos de
solución se necesitaban 99 gramos de H2O que, por densidad, equivalen a 99
mL. A la temperatura ambiental la densidad del agua no es exactamente 1 g/mL
[10], por ende, no se obtuvieron los 100 gramos de solución. Para contrarrestar
este punto débil se sugiere preparar la solución en una balanza analítica con las
precauciones debidas o en una electrónica, con el fin de determinar el momento
exacto en el que se tienen 100 gramos de solución.
Por otro lado, la solución de NaOH pudo ser valorada con la solución de HCl,
puesto que esta última ya fue normalizada con un patrón primario (Na2CO3), lo
que le permite ser un patrón secundario [6].

14. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
13
Segunda valoración de NaOH al 1% P/P
Para esta valoración se tomó en cuenta la concentración real de la solución ya
determinada (1,005% P/P o 0,2444 N). El gastar los 10 mL de NaOH deseados
corroboró que la concentración real calculada en la valoración con HCl era
correcta y exacta.
Cabe señalar que para esta valoración se pudo añadir cualquier cantidad de
agua destilada para disolver el biftalato de potasio, ya que este es un patrón
primario [8] y su disolución puede ser preparada por método directo [6].
Valoración de HCl 0,1 N
Del mismo modo que la valoración del HCl 0,25 N, esta fue realizada con Na2CO3
por ser un patrón primario. En esta ocasión, la concentración real del HCl fue de
0,0877 N, con un porcentaje de error relativo de 12,3%. La inexactitud de esta
concentración se debe a dos factores:
 La solución fue preparada por dilución a partir de la solución de HCl 0,25
N, la cual tenía realmente una concentración de 0,224 N. Esto causó que
se emplee menos volumen de HCl 0,25 N y, por ende, se tengan menos
moles de ácido.
 El menisco estuvo ligeramente por encima del aforo al enrasar la solución
en la fiola, lo cual incrementa su volumen y disminuye su concentración.
Valoración de Na2CO3 200 ppm (P/V)
Dado que ya se conocía la concentración del HCl (0,0011 N) a partir de una
valoración con un patrón primario, este pudo ser utilizado para valorar el Na2CO3
al actuar como un patrón secundario [6]. En este caso, la concentración real de
la sal fue de 208,29 ppm, con un error relativo porcentual de 4,145%. Uno de las
limitaciones que pudo conducir a esta desviación fue el pesado en la balanza
analítica: al ser muy mínimas las variaciones de masa que esta detecta, no se
pudo pesar exactamente 0,02 gramos y hubo un ligero exceso de 8,29 ppm,
aproximadamente.
Valoración de H2SO4 0,2 m
Para esta valoración se escogió Na2CO3, porque es un patrón primario y fue
utilizado con mayor frecuencia en esta práctica. La concentración real del ácido
fue de 0,238 m, con un error relativo porcentual de 18,84%. Uno de los factores
que pudo influir en el resultado fue una inexacta determinación de la densidad
de la solución, ya que se observaron pequeñas impurezas en la probeta utilizada
que, por el tiempo restante para culminar la práctica, fueron despreciadas. En
adición, como con el HCl 0,25 N, los valores del porcentaje en peso y la densidad
del ácido concentrado pudieron no ser completamente exactos.
Esta titulación pudo realizarse también con NaOH, pero con la solución ya
valorada (de 1,005% P/P), puesto que el NaOH no cumple con una característica
de los patrones primarios: no ser higroscópico [6]. Se sugiere que se realice una
valoración con esta base para comparar con el resultado obtenido.

15. INFORME N°9: PREPARACIÓN Y VALORACIÓN DE SOLUCIONES
14
CONCLUSIONES
 En forma general, para preparar soluciones de distintas concentraciones
se debe medir la masa o el volumen de soluto necesario y, luego, enrasar
con el solvente hasta el volumen deseado, agregar solvente hasta obtener
una masa determinada de solución o agregar un volumen o una masa
específica de solvente.
 La concentración real del HCl 0,25 N fue 0,224 N; del HCl 0,1 N, 0,0877
N; y del H2SO4 0,2 m, 0,238 m.
 La concentración del NaOH 1% P/P fue 1,005% P/P y, del Na2CO3 200
ppm (P/V), 208,29 ppm.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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México; s.f. [citado 09 de noviembre de 2017]. Disponible en:
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/quimicaII/pdf2/II.%20Sistemas%20disp
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[3] McMurry J, Fay R. Química general. 5a. ed. México: Pearson Educación;
2009. pp.404-407.
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[citado 09 de noviembre de 2017]. Disponible en:
http://www.bioquimica.dogsleep.net/Teoria/archivos/Unidad22.pdf
[5] Pickering WF. Química Analítica Moderna. España: Reverté; 1980. pp.50.
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[7] Mosat’ A. Deterministic and Stochastic Batch Design Optimization
Techniques. Zurich: Diss ETH; 2006. pp.133.
[8] Estandarización de disoluciones valorizantes [Internet]. Universidad Central
de Venezuela: Caracas; s.f. [citado 06 de noviembre de 2017]. Disponible en:
http://www.ciens.ucv.ve:8080/generador/sites/lfqf/archivos/estandarizacion.pdf
[9] Whitten KW, Davis RE, Peck ML, Stanley GG. Study Guide for Chemistry.
10a. ed. Cengage Learning: Brooks; 2014. pp.157.
[10] Helbing W, Burkart A. Tablas Químicas para laboratorio e industria. España:
Reverté; 1985. pp.246.