Liceo Pablo Neruda
Temuco
Introducción.
Como todos sabemos los ácidos tienen un sabor agrio, y colorean de rojo el tornasol y reaccionan con ciertos
metales desprendiendo hidrógeno. Las bases tienen sabor amargo, y colorean el tornasol de azul y tienen tacto
jabonoso.
Cuando se combina una disolución acuosa de un ácido con otra de una base, tiene lugar una reacción de
neutralización. Esta reacción es en la que generalmente se forma agua y sal.
Las propiedades de los ácidos y de las bases nos permiten reconocerlos, es decir, si tenemos una disolución
cuya naturaleza es desconocida, podemos comprobar experimentalmente si se trata de una disolución ácida o
básica.
En el presente informe se dará a conocer a través de un experimento hecho en clases, las reacciones químicas
1
que ocurren en disoluciones acuosas, con el fin de aprender a identificar si una sustancia domestica es ácida,
básica o neutra, para ello se utilizaremos los indicadores ácido − base, los cuales son por lo general un ácido
orgánico o una base orgánica débil que tiene colores claramente diferentes en sus formas no ionizadas y
ionizadas.
El proceso de titulación es una técnica que consiste en agregar gradualmente una disolución de concentración
perfectamente conocida (disolución patrón) a otra disolución de concentración desconocida hasta que la
reacción química entre las disoluciones se complete, es decir, que se llegue al punto de equivalencia o de
neutralización. Y nos damos cuenta de este punto de equivalencia o de neutralización cuando ocurre un
cambio brusco de color en el indicador.
No todos los indicadores cambian de color a los mismos valores de pH, por lo que la elección de un indicador
para una titulación en particular depende de la naturaleza del ácido y de la base utilizados, la selección del
indicador depende de la fuerza del ácido y de la base en una titulación particular.
Para demostrar lo anteriormente dicho desarrollaremos las siguientes actividades.
Desarrollo Experimental.
Tema 1: Identificar el carácter ácido, básico o neutro de sustancias ocupadas en la vida diaria,
utilizando como indicador jugo de repollo.
Materiales:
• 6 Tubos de Ensayos
• Gradilla
• Pipeta de 10 ml.
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Reactivos:
• Leche
• Vinagre CH3COOH
• Bicarbonato de Sodio NaHCO3
• Jugo de Limón H3C6H5O7
• Ácido Sulfúrico H2SO4
• Antiácido Mg(OH)2
• Hidróxido de Sodio NaOH
• Jugo de Repollo Indicador Ácido − Base
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de Leche.
3
Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Básico
Color que adquiere
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Leche al indicador, este se torno de color violeta con lo que podemos
concluir que la solución se ha neutralizado y por ende debe tener un pH que este cerca de 7.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
4
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de
Vinagre CH3COOH.
Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Básico
Color que adquiere
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Vinagre al indicador este comenzó a tomar una coloración rosada, con lo
que concluiremos que el vinagre es ácido y por ser de carácter fuerte debería tener un pH de entre 2,5 a
5
3,5.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de
Bicarbonato de Sodio NaHCO3
Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Color que adquiere
Rosado
Violeta
6
Básico
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Bicarbonato de Sodio al indicador este se torno de color verde, con lo que
podemos concluir que el bicarbonato es una base y por ser de carácter débil debe tener un pH de 8,4.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de Jugo
de Limón H3C6H5O7
7
Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Básico
Color que adquiere
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Jugo de Limón al indicador este se torno de color rosado, con lo que
podemos concluir que el jugo de limón es un ácido y por ser de carácter fuerte debería tener un pH de
entre 2,1 a 2,4.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
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pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de Ácido
Sulfúrico H2SO4
Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Básico
Color que adquiere
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
9
Luego de agregar las gotas de Ácido Sulfúrico al indicador este se torno de color rosado, con lo que
podemos concluir que el ácido sulfúrico es un ácido y por ser de carácter fuerte debería tener un pH de
entre 1 y 3,5.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de
Antiácido Mg (OH)2
Medio en el que esta
Color que adquiere
10
Ácido
Neutro
Básico
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Antiácido al indicador este se torno de color verde, con lo que podemos
concluir que el antiácido es una base y por ser de carácter fuerte debería tener un pH de 10,5.
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial los tubos de ensayo y la
pipeta.
Luego de esto rotule los 6 tubos de ensayos para no confundirse.
A un tubo seco y limpio agregue 5 ml de disolución de repollo (indicador) y luego añada unas gotas de
Hidróxido de Sodio NaOH
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Medio en el que esta
Ácido
Neutro
Básico
Color que adquiere
Rosado
Violeta
Verde
Resultado:
Luego de agregar las gotas de Hidróxido de Sodio al indicador este se torno de color verde, con lo que
podemos concluir que el hidróxido de sodio es una base y por ser de carácter fuerte debería tener un
pH de entre 10,5 a 14.
Tabla de Comparación:
Cambio de Color
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Sustancia
Leche
Vinagre CH3COOH
Bicarbonato de Sodio NaHCO3
Jugo de Limón H3C6H5O7
Ácido Sulfúrico H2SO4
Antiácido Mg(OH)2
Hidróxido de Sodio NaOH
Rosado
(Ácido)
Violeta (Neutro) Verde (Base)
X
X
X
X
X
X
X
• Como conclusión de este experimento podemos decir que se reconocieron 3 ácidos ya que
cambiaron de color de morado a rosado, 3 bases ya que cambiaron de color de morado a verde,
quedando una sustancia neutra la que cambio a un color violeta.
1.− Explicar por qué el jugo de repollo es un indicador ácido − base.
El repollo morado tiene como nombre científico Brassica oleracea, variedad capitata, su color se debe a que
además de clorofila este contiene otros pigmentos en sus hojas como una sustancia denominada antocianina,
que resulta ser un electrolito de carácter débil con características ácido−base, la cual permite que actúe como
indicador de la acidez o basicidad de una solución acuosa.
Además se produce un cambio de color entre la forma neutra y la ionizada, lo que lo convierte en un indicador
ácido−base similar a la fenolftaleina, naranja de metilo u otros.
La función del extracto de repollo es que al mezclar este con las soluciones estas pueden cambiar de color y
así se pueda reconocer el ácido y las bases, Rosado: la sustancia es ácida, Verde: la sustancia es básica y Si
no cambia significativamente o queda violeta: la sustancia es neutra.
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Antocianina
2.− Si representamos la forma molecular del indicador como Hln (forma ácida, color rosado) y la forma
ionizada como In− (forma básica, color verde) la ecuación que da cuenta de la reacción ácido − base es:
Hln + H2 In− + H3O+
De acuerdo al desplazamiento del equilibrio, explica que pasa cuando agregas al indicador unas gotas
de ácido y de base.
Si nos encontramos en un medio ácido, los iones In− se combinan con los iones H+ para dar moléculas de Hln
y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la derecha.
Por el contrario, si el medio es básico los iones OH− se combinan con los iones H+ para dar agua, para dar
moléculas de In− y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda.
El cambio neto de color del indicador se denomina viraje, y el intervalo de pH en el que se produce el cambio
de color se denomina intervalo de viraje y con lo cual nos podemos dar cuenta del desplazamiento del
equilibrio.
Desarrollo Experimental.
Tema 2: Titulación de una disolución de HCl con otra de NaOH.
Materiales:
• Soporte universal
• Bureta
• Matraz
• Pipeta
• Vaso precipitado de 250 ml
14
15
Reactivos:
• Hidróxido de Sodio NaOH
• Ácido Clorhídrico HCl
• Fenolftaleina.
• Agua destilada
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial la bureta, el matraz, la
pipeta y el vaso precipitado.
Las buretas deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes sean reproducibles en
todas las titulaciones. Si es necesario engrasar la llave, deberá usarse la menor cantidad posible de grasa o
vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe extraerse y limpiarse perfectamente, tanto la llave como
la superficie de vidrio, eliminando las partículas de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la
llave. Al insertar la llave debe obtenerse un ajuste correcto, ya que si queda demasiado floja puede haber
pérdidas.
La bureta debe estar limpia. Lavarla con pequeñas porciones de solución titulante antes de llenarla,
descartando cada vez la solución en un vaso. Utilizar un embudo apropiado y verificar antes de los lavados o
el llenado que la llave esté cerrada.
Finalmente, llenar la bureta con solución titulante hasta sobrepasar el enrase.
Colocar un recipiente bajo la bureta y abrir la llave por completo permitiendo que el líquido fluya
rápidamente. Con esto se logra que la porción debajo de la llave se llene completamente, sin que queden
burbujas de aire atrapadas. Cuando esto se logra, cerrar rápidamente la llave y enrasar en cero mL.
Primero se debe montar el experimento quedando algo así:
16
Luego debemos pesar 4 gramos de NaOH (ver resultados) y lo mezclamos con 100 ml de agua destilada y lo
ponemos dentro de la bureta cuidadosamente tratando de no derramar.
Colocamos el matraz con los 50 ml de disolución de HCl desconocida y le añadimos 2 gotas de fenolftaleina,
mezclando bien.
Damos curso a la titulación, la disolución conocida se agrega cuidadosamente sobre la disolución ácida, hasta
poder alcanzar el punto de equivalencia, es decir, el punto en que la disolución estándar a reaccionado o
neutralizado completamente la disolución de concentración desconocida, esto pasa cuando el color de la
disolución en el matraz tome un color rosa pálido.
Aquí debemos poner ojo en el volumen de la solución de NaOH ocupado.
Resultados:
1.− Gramos de NaOH para disolver en agua destilada:
1 mol de NaOH 1000 cc N° de Moles = gramos
X 100 cc Peso Molecular
X = 0.1 M 0.1 = gramos
40
0.1 x 40 = gramos
4 = gramos
2.− Calcular la concentración molar de la disolución de HCl (C1).
Recuerda que los Moles de Ácido = C1 x V1 y los Moles de Base = C2 x V2. En el punto de equivalencia se
tiene que C1 x V1 = C2 x V2
C1 x V1 = C2 x V2
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X x 50 ml = 1 M x 10.7 ml
X = 1 M x 10.7 ml
50 ml
X = 0.214 M
X = 2.14 x 10−1M
Datos:
• pH Inicial de HCl : 1
• pH Final solución: 6.3
• Volumen de NaOH utilizado: 10.7 ml
• Volumen de HCl: 50 ml
• Concentración NaOH: 1 M
• Concentración HCl: X
3.− Comprobación del pH inicial de HCl.
pH = − log [H+]
pH = − [log 2.14 x 10−1]
pH = − [log 2.14 − 1]
pH = − [0.33 − 1]
pH = − [− 0.76]
pH = 0.66
4.− Margen de Error:
pH inicial HCl: 1
− pH obtenido: 0.76
Margen de Error: 0.34
Nosotras creemos que el margen de error en esta titulación se debió al mal manejo de la bureta, debido a que
abrimos muy fuerte la manilla y callo un choro de NaOH, lo cual no nos permitió terminar con éxito esta
titulación, el otro motivo fue que nos equivocamos en la medición del pH de la solución final ya que la
primera vez nos pasamos de la neutralización y la segunda vez no llegamos a neutralizar la solucione
completamente.
5.− La ecuación balanceada es:
HCl + NaOH NaCl + H2O
¿Cuál es la relación entre los reactantes y los productos?
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La relación es que se produjo una reacción de neutralización la cual se llevo a cabo entre el ácido y la base,
generalmente esto ocurre en reacciones acuosas ácido−base, además se forma agua y una sal.
El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones hidrónio han sido neutralizados por los iones
hidroxilo, para dar H2O.
El resto de los iones no reaccionan con el agua ya que: el Cl− procede de un ácido fuerte (es una base débil
frente al agua), no se hidroliza y el Na+ procede de una base fuerte (es un ácido muy débil frente al agua), no
se hidroliza.
Desarrollo Experimental.
Tema 3: Titulación de una disolución de Vinagre (CH3COOH) con otra de NaOH.
Materiales:
• Soporte universal
• Bureta
• Matraz
• Pipeta
• Vaso precipitado de 250 ml
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Reactivos:
20
• Hidróxido de Sodio NaOH
• Vinagre CH3COOH
• Fenolftaleina.
• Agua destilada
Procedimiento:
Antes de empezar debemos lavar muy bien todo el material de laboratorio, en especial la bureta, el matraz, la
pipeta y el vaso precipitado.
Las buretas deben estar perfectamente limpias para que las mediciones de volúmenes sean reproducibles en
todas las titulaciones. Si es necesario engrasar la llave, deberá usarse la menor cantidad posible de grasa o
vaselina para lubricarla. Si la llave es de teflón debe extraerse y limpiarse perfectamente, tanto la llave como
la superficie de vidrio, eliminando las partículas de polvo que podrían rayar la superficie de teflón al girar la
llave. Al insertar la llave debe obtenerse un ajuste correcto, ya que si queda demasiado floja puede haber
pérdidas.
La bureta debe estar limpia. Lavarla con pequeñas porciones de solución titulante antes de llenarla,
descartando cada vez la solución en un vaso. Utilizar un embudo apropiado y verificar antes de los lavados o
el llenado que la llave esté cerrada.
Finalmente, llenar la bureta con solución titulante hasta sobrepasar el enrase.
Colocar un recipiente bajo la bureta y abrir la llave por completo permitiendo que el líquido fluya
rápidamente. Con esto se logra que la porción debajo de la llave se llene completamente, sin que queden
burbujas de aire atrapadas. Cuando esto se logra, cerrar rápidamente la llave y enrasar en cero mL.
Primero se debe montar el experimento quedando algo así:
Luego debemos pesar 8 gramos de NaOH (ver resultados) y lo mezclamos con 100 ml de agua destilada y lo
ponemos dentro de la bureta cuidadosamente tratando de no derramar.
Colocamos el matraz con los 50 ml de disolución de CH3COOH desconocida y le añadimos 2 gotas de
fenolftaleina, mezclando bien.
21
Damos curso a la titulacion, la disolución conocida se agrega cuidadosamente sobre la disolución ácida, hasta
poder alcanzar el punto de equivalencia, es decir, el punto en que la disolución estándar a reaccionado o
neutralizado completamente la disolución de concentración desconocida, esto pasa cuando el color de la
disolución en el matraz tome un color rosa pálido.
Aquí debemos poner ojo en el volumen de la solución de NaOH utilizado.
Resultados:
1.− Gramos de NaOH para disolver en agua destilada:
2 mol de NaOH 1000 cc N° de Moles = gramos
X 100 cc Peso Molecular
X = 0.2 M 0.2 = gramos
40
0.2 x 40 = gramos
8 = gramos
2.− Calcular la concentración molar de la disolución de CH3COOH (C1).
Recuerda que los Moles de Ácido = C1 x V1 y los Moles de Base = C2 x V2. En el punto de equivalencia se
tiene que C1 x V1 = C2 x V2
C1 x V1 = C2 x V2
X x 50 ml = 2 M x 37.9 ml
X = 2 M x 37.9 ml
50 ml
X = 1.516 M
Datos:
• pH Inicial de CH3COOH: 2.44
• pH Final solución: 7
• Volumen de NaOH utilizado: 37.9 ml
• Volumen de HCl: 50 ml
• Concentración NaOH: 2 M
• Concentración CH3COOH: X
3.− Comprobación del pH inicial de HCl. (Ka=1.8 x 10−5)
CH3COOH CH3COO− + H+
1.516 M 1.8 x 10−5
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Ka = [CH3COO−] x [H+]
[CH3COOH]
1.916 = [CH3COO−] x [H+]
[CH3COOH]
1.516 X 1.8 x 10−5 = X2
2.7288 x 10−5 = X2 / v
5.223 x 10−3 = X
pH = − log [H+]
pH = − [log 5.223 x 10−3]
pH = − [log 5.223 − 3]
pH = − [0.71 − 3]
pH = − [− 2.28]
pH = 2.28
4.− Margen de Error:
pH inicial HCl: 2.44
− pH obtenido: 2.28
Margen de Error: 0.16
5.− ¿Por que tal valor?
Nosotras creemos que el margen de error en esta titulación se debió al mal manejo de la bureta, debido a que
abrimos muy fuerte la manilla y callo un choro de NaOH, lo cual no nos permitió terminar con éxito esta
titulación, debido a que la titulación requiere de gran precisión y una gota puede hacer variar mucho la
concentración o el pH. El otro motivo puede ser por que pudieron quedar burbujas atrapadas dentro de la
bureta lo que impidió que se obtuvieran los ml precisos para obtener el pH deseado.
Otro punto pudo haber sido la mala manipulación del pHmetro debido a que no esperamos que se estabilizara
lo que produjo que el pH inicial no fuera el que debiera.
6.− ¿Por qué se utiliza la fenolftaleina?
Utilizamos la fenolftaleína para garantizar que en el momento en que la reacción cambia de color se cumpla la
neutralización completa debido a su pH básico, cuando hay exceso de NaOH es incolora, mientras que a pH
ácido adquiere una coloración rosada. La usamos en pequeñas cantidades para que no interfiera en la reacción,
ya que se trata de un ácido débil.
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7.− ¿Por que o para que utilizamos el pHmetro?
Para poder obtener una medida más exacta de pH por eso ocupamos este aparato, el cual previamente
calibrado, indica directamente el pH de la nueva solución en una escala graduada.
8.− ¿En que esta basada la experiencia?
La experiencia esta basada en la titulacion la cual es una de las técnicas más comunes en la química analítica
para la determinación de la concentración de sustancias en soluciones. El conocimiento de esta técnica es
esencial en el laboratorio químico.
Dada una solución ácida, puede determinarse su concentración conociendo el volumen requerido para
neutralizarla con una solución básica de concentración conocida (titulación ácido−base). Para reconocer el
punto final de la titulación se puede utilizar un indicador que cambie de color al pasar de una solución básica a
una ácida o a la inversa.
Conclusión.
Después de haber realizado por nuestra propia cuenta las distintas actividades de laboratorio planteadas en la
guía podemos concluir que el trabajo practico de laboratorio nos permite entender mas fácilmente los
conceptos de reacciones, ya que estas reacciones experimentales son mas comunes de lo que pensamos por
que ocurren habitualmente en la naturaleza, alrededor o dentro de nuestro organismo, puesto que muchas de
las sustancias que consumimos a diario tienen un carácter ácido, básico o neutro de la misma forma nos
damos cuenta de que el proceso de titulación o valoración, es una forma controlada de llevar a cabo una
reacción que puede ser de neutralización, complexométrica (de formación de complejos) o redox (de
oxidación−reducción) en la que conocemos con precisión la concentración de uno de los reactivos, así como
el volumen exacto añadido de ambos.
Además el proceso de titulación es importantísimo para el avance de la ciencia, ya que mediante esto se puede
conocer y calcular la concentración exacta de un segundo reactivo, en una reacción, esta técnica requiere de
mucha precisión debido a que una sola gota es necesaria para una variación de pH.
Es todo lo que podemos decir de este laboratorio.
Bibliografía
• http://www.chemedia.com/cgi−bin/search/search.cgi?keywords=reacciones+quimicas información
adicional.
• www.monografias.com información adicional.
22
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Liceo Pablo Neruda Temuco Introducción.

ReactivosResultadosMaterialesLaboratorioQuímicaExperimentosDesarrollo experimentalProcedimientosConclusión
Calor de Combustión

Calor de Combustión

EntalpíaCalorTermodinámicaBomba calorímetraFísicoquímicaIgnición

18 − 12 − 2000 ACIDOS Y BASES

18 − 12 − 2000 ACIDOS Y BASES

IndicadoresElectrolisisÁcidoColoranteQuímica

Autocatálisis

Autocatálisis

Química generalCatalizadorTermodinámicaReacción espontáneaNutrición

Alcalimetría y acidimetría

Alcalimetría y acidimetría

ConcentraciónMolaridadValoración de ácido-baseQuímicaEcuaciones químicas

Análisis cualitativo de cationes

Análisis cualitativo de cationes

Escala semimicroPrecipitaciónCentrifugaciónQuímicaFiltración

ACIDOS CARBOXILICOS •

ACIDOS CARBOXILICOS •

Grupos desactivantesObtenciónQuímicaHidrólisisReacciones

EJERCICIOS TEMA 5. ÁCIDO−BASE Curso 2004/05

EJERCICIOS TEMA 5. ÁCIDO−BASE Curso 2004/05

ConcentracionesCurvas de valoraciónIonización del aguaDensidadDisolución acuosaAminóácido glicina

TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES. INTRODUCCIÓN. TEORÍAS ÁCIDO−BASE. COMPARACIÓN.

TEMA 11: ÁCIDOS Y BASES. INTRODUCCIÓN. TEORÍAS ÁCIDO−BASE. COMPARACIÓN.

Fuerza relativaAutoprotólisis de aguaEquilibrio químicoTeoríasQuímicaDisoluciónHidrólisis

INFORME EXPERIMENTO REALIZADO EN EL LABORATORIO DE CS. NATURALES

INFORME EXPERIMENTO REALIZADO EN EL LABORATORIO DE CS. NATURALES

AcidezIndicadoresSolucionesAlcalinidadQuímicaExperimentosSustancias

Ácidos bases

Ácidos bases

AcidezTeoría de ArretiusEcuaciones químicasReaccionesFunción química

Determinación de calor de disolución del hidróxido de sodio

Determinación de calor de disolución del hidróxido de sodio

EntalpíaHidróxido sódicoCalorTermoquímicaQuímicaReacciones

Análisis químico para Farmacia

Análisis químico para Farmacia

PrecipitaciónQuímicaCloroIodoCalcinaciónCarbonización

ACIDOS Y BASES Ácidos y bases

ACIDOS Y BASES Ácidos y bases

ArrheniusFaradayTeoría de Bronsted-LowryMedidas de la fuerzaLewisQuímica

Ácido tartárico

Ácido tartárico

MoléculasEstructurasVariedadesQuímica

Acidos

Acidos

Reacciones químicasCompuestos inorgánicosÁcido Clorhidrico y sulfúricoAplicaciones en la industriaAcidez del sueloLluvia ácida

Aplicación de Procesos Químicos Industriales

Aplicación de Procesos Químicos Industriales

QuímicaExpansión de gasesLey de Boyle MariottLey de Charles y Gay LussacExperimentación

Ácido Fórmico

Ácido Fórmico

Ácidos CarboxílicosMetanoicoHidroxicarboxílicoDerivadosPreparaciónQuímica orgánica

Análisis físico químico del agua

Análisis físico químico del agua

Caracteres organolépticosColorimetriaAguas residualespHCromatografíaToma de muestrasReflectometríaKit

4. INFORMACIÓN GENERAL 4.1. DEFINICIONES 4.1.1. AGUAS RESIDUALES INDUSTRIALES

4. INFORMACIÓN GENERAL 4.1. DEFINICIONES 4.1.1. AGUAS RESIDUALES INDUSTRIALES

Departamento de Seguridad IndustrialProcesos industrialesFosa de recolecciónSoluciones ácidas y alcalinasMonitoreo de aguas residuales

Actividad iónico medio por fuerza electromotriz

Actividad iónico medio por fuerza electromotriz

Acido clorhídricoPartículasElectrodosCátodoQuímicaDisoluciónReacciones

Análisis físico-químico de aguas y productos industriales

Análisis físico-químico de aguas y productos industriales

Materia orgánicaMedidas analíticas laboratorioOxígeno disueltoAmoniosPartículas sólidasTurbidezSosa comercialDurezaTemperaturapHClorurosNitritosQuímicaConductividad

a−) SISTEMAS DE BASE DE DATOS.

a−) SISTEMAS DE BASE DE DATOS.

InformáticaOrganización: archivos secuenciales, multivalle, relativos, estructuras indexadas