Laboratorio de Química. Programación

COLEGIO VIRGEN DE ATOCHA
DOMINICOS
MADRID
AV. CIUDAD DE BARCELONA, 1
28007 MADRID
TELF. 91 552 48 04 FAX 91 552 96 43
E.mail: [email protected]
Programación Didáctica
LABORATORIO QUÍMICA 1º BACHILLERATO
Curso 2007-2008
María Trillo. Seminario de Ciencias
NORMAS DE SEGURIDAD EN EL LABORATORIO
No toques sustancias químicas con las
manos.
Si utilizas una pipeta, no succiones con la
boca.
No mezcles nunca nada cerca del rostro.
Lávate bien las manos una vez finalizada
la experiencia.
Si alguna sustancia salpica la piel, avisa
inmediatamente al profesor o profesora.
Los envases de los productos que utilices
deben ir etiquetados.
Nunca pruebes ni huelas los productos que
manipulas.
Si derramas algo sobre la mesa, avisa al
profesor o profesora antes de recogerlo.
Ten mucho cuidado con los líquidos
calientes o que están hirviendo.
Al calentar una sustancia en un tubo de
ensayo, el extremo abierto debe orientarse
adecuadamente.
No calientes nunca un tubo de ensayo
cerrado.
Evita situar cerca del fuego las sustancias
que son inflamables.
Cuidado con los objetos metálicos y con
el vidrio.
Pon especial atención a los aparatos y
circuitos eléctricos.
No viertas los desechos de golpe al
desagüe.
Utiliza una espátula.
Puedes ingerir algún producto tóxico.
Si se produce una reacción química, puede
salpicarte.
En una situación así es importantísimo
mantener el control.
Lee siempre su etiqueta antes de
utilizarlos.
Tanto si son sólidos, como si están
disueltos o se trata de gases.
Ellos te indicarán la forma más
conveniente de recogerlo.
Si se derraman pueden producir graves
quemaduras.
Así, si sale despedido el contenido,
evitarás un accidente.
Puede estallar.
¡No favorezcas la propagación de un
incendio!
¡No se distingue si están fríos o calientes!
Cuando realices una experiencia con
electricidad, no debes conectar el
circuito hasta que el profesor o
profesora lo avise.
• Fíjate bien en las conexiones y en los
cables eléctricos, sobre todo si están
pelados.
• No realices experiencias eléctricas si
tienes las manos mojadas. Conviene
que utilices zapatos o zapatillas con la
suela de goma.
Si se pueden eliminar así, deja correr el
agua y viértelos poco a poco. Echa el
papel de filtro y los restos sólidos a la
basura.
•
2
ICONOS DE PRODUCTOS QUÍMICOS
E
O
Explosivo
Explosive
Explosible
Comburente
Oxidising
Comburant
C
N
Corrosivo
Corrosive
Corrosif
Contaminante
marino
Marine pollutant
F
F+
Inflamable
Flammable
Inflamable
Extremadamente
Inflamable
Xn
Xi
Nocivo
Harmful
Nocif
Irritante
Irritant
Irritant
T
T+
Tóxico
Toxic
Toxique
Muy tóxico
Very toxic
Très toxique
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NORMAS PARA DESARROLLAR EL TRABAJO DE LABORATORIO
1- El Laboratorio es un lugar de trabajo serio. Mantén siempre el orden: sobre la
mesa debes tener sólo los materiales que se han de utilizar en la práctica, el
guión de la misma donde deberás anotar los datos que precises.
2- Lee despacio y atentamente el guión de la práctica. No comiences a trabajar sin
haberlo leído totalmente. Una vez leído, asegúrate que has comprendido lo que
tienes que hacer en la práctica.
3- Atiende a las explicaciones del profesor/a y pide las aclaraciones que precises.
Cualquier duda relacionada con la seguridad, consúltala siempre con él/la. No
confíes en el criterio de tus compañeros o compañeras.
4- Cuando necesites un reactivo:
- No devuelvas al frasco nada del reactivo sacado; saca sólo la cantidad
necesaria.
- Después de utilizarlo, coloca el frasco inmediatamente en su sitio.
5- Los mecheros bunsen que no se estén usando, han de estar apagados. ¡Cuidado
no se percibe bien la llama!
6- Hay que usar las balanzas con delicadeza. No debes dejarla nunca en posición
de medida y no coloques sobre su superficie productos corrosivos o calientes.
7- Al terminar la sesión de Laboratorio, deja la mesa limpia, los aparatos y
materiales de vidrio limpios y la llave de gas cortada.
NORMAS PARA DESARROLLAR LA PRÁCTICA EN EL CUADERNO
Cuando el trabajo práctico haya concluido debe quedar reseñado todo el proceso
seguido en el cuaderno de prácticas. Para lo cual:
1º Explica qué es lo que pretendes determinar en la práctica.
2º Realiza los cálculos necesarios para preparar las disoluciones utilizadas a partir de las
comerciales. Anota los datos que aparecen en la etiqueta en tu cuaderno de prácticas.
3º Resuelve las cuestiones planteadas. No importa tanto que la práctica haya quedado
“correcta” como que seas capaz de interpretar los resultados, aunque estos sean
erróneos.
4º Realiza una valoración personal argumentada de la práctica realizada: análisis crítico,
tanto positivo (conocimientos obtenidos, relaciones establecidas, deducciones…) como
negativo (fallos, dificultades…).
5º Bibliografía. Deberás incluir este epígrafe en el caso de usar para la práctica material
bibliográfico complementario.
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 1: ESTUDIO DE LA LEY DE LAVOISIER
OBJETIVO
1. Comprobar la ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.
2. Adquirir soltura en el manejo de la balanza.
FUNDAMENTO
Se trata de comprobar que en una reacción química la suma de las masas de los
reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.
MATERIAL Y PRODUCTOS
1 matraz erlenmeyer de 250 ml
1 probeta de 25 mL
3 globos
3 gomas de oficina
1 balanza
1 espátula
Hidrógenocarbonato de
sodio
ácido clorhídrico 2M
PROCEDIMIENTO
Coloca unos 20 mL de vinagre en la probeta.
Sitúa dentro del globo, que previamente has inflado varias veces para dilatarlo, unos
gramos del hidrogenocarbonato de sodio y tapa con él la boca del matraz sujetándolo
con una goma.
Coloca el matraz con el globo y los reactivos encima de una balanza y determina su
masa. Anota el resultado.
Con mucho cuidado, sin bajar de la balanza y sin mover excesivamente el globo, vierte
el hidrogenocarbonato de sodio en el matraz. Rápidamente se produce una reacción
química produciéndose dióxido de carbono que inflará el globo.
CUESTIONES
1. ¿Ha variado la masa cuando se ha producido la reacción química? Cómo explica
Dalton este hecho.
2.
Explica qué efecto provoca un exceso de CO2 en el medio ambiente.
3. Repite la experiencia sustituyendo el vinagre por HCl 2M. Formula la reacción
química que se ha producido.
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 2: ESTUDIO DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES
CONSTANTES
OBJETIVO
1. Comprobar la ley de las proporciones constantes.
2. Analizar que el hidrógeno puede arder, es combustible.
3. Diseñar un montaje para recoger un gas.
FUNDAMENTO
La ley de las proporciones constantes es una ley empírica enunciada por Proust. Según
esta ley, los compuestos químicos, cualquiera que sea el método utilizado para su
obtención tienen siempre la misma composición. Es decir, cuando dos o más elementos
se combinan para formar un compuesto dado, la proporción entre sus masas es siempre
constante.
MATERIAL Y PRODUCTOS
Cápsula de porcelana.
Probeta.
Espátula.
Balanza.
Soporte y rejilla.
Mechero.
Disolución de ácido clorhídrico concentrado.
Cinc en polvo.
PROCEDIMIENTO
- Coloca en la balanza la cápsula de porcelana limpia y seca y anota su masa. A
dicho valor lo denominaremos m1. A continuación, pesa una cantidad lo más
aproximada posible a 2’5 g de cinc en polvo, que depositarás en el interior de la
cápsula. A la masa conjunta de la cápsula y del cinc la denominaremos m2.
-
Vierte en la cápsula, con mucho cuidado, 10 mL de ácido clorhídrico
concentrado. Verás que el cinc se va consumiendo, mientras se desprende un
gas; se está formando cloruro de cinc, que queda en la disolución, y se
desprende hidrógeno.
-
Cuando el cinc ha reaccionado por completo (ya no se produce efervescencia
alguna), calienta hasta sequedad. La disolución comienza a hervir y se evaporan
el agua y el ácido clorhídrico en exceso.
-
Cuando el líquido se ha evaporado por completo, queda en el fondo de la
cápsula una costra blanca de cloruro de cinc.
Apaga el mechero, deja enfriar y pesa de nuevo la cápsula. Anota ese valor
como m3; se corresponderá con la masa de la cápsula y la masa del cloruro de
cinc formado.
-
Repite el procedimiento otras dos veces con cantidades distintas, por ejemplo, 2
g y 3 g de cinc y 8 ml y 12 mL de ácido clorhídrico, respectivamente.
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CUESTIONES
1. Teniendo en cuenta la masa de la cápsula, a la que hemos denominado m1,
calcula la masa de cinc, la masa de cloruro de cinc que se obtiene y por
diferencia, la masa de cloro.
2. Con los datos obtenidos copia y completa la siguiente tabla:
Experiencia
Masa cloruro Masa de cinc Masa de cloro Proporción
de cinc (g)
(g)
(g)
mzn/mcl
1
2
3
3. Aunque aproximadamente son iguales, ¿por qué no se obtiene el mismo valor
para la proporción entre cinc y cloro?
4. Describe la experiencia realizada para recoger el gas desprendido y explica como
se comprueba que el gas es hidrógeno.
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 3: OBSERVACIÓN DE ESPECTROS ATÓMICOS
OBJETIVO
1. Observar las coloraciones de las llamas de distintas sustancias.
2. Analizar algunos espectros atómicos.
FUNDAMENTO
La espectroscopia es una técnica experimental que permite estudiar el espectro, es
decir, las radiaciones electromagnéticas que emiten o absorben las sustancias. La
observación de un espectro se realiza con un espectroscopio.
Al ser calentados a la llama, los elementos metálicos presentan una coloración
característica, que sirve para identificarlos y que ha sido utilizada, en la industria
pirotécnica para fabricar fuegos artificiales de distintos colores.
La coloración que producen se debe a que, cuando una muestra de una sustancia se
calienta, los átomos del metal absorben energía y se excitan. De ese modo, los
electrones del nivel energético más externo promocionan a niveles superiores.
Al volver al estado fundamental, los electrones desprenden ese exceso de energía
emitiendo radiación electromagnética (fotones) cuya frecuencia se encuentra , en
ocasiones, en la zona del espectro visible. Ello explica que observemos en nuestra retina
la emisión correspondiente a esos fotones.
MATERIAL Y PRODUCTOS
Mechero de gas.
Disolución de ácido clorhídrico concentrado.
Hilo de nicromo o de platino y mango para insertarlo.
Disoluciones de sales de litio, sodio, potasio, estroncio, bario y cobre.
Muestra de las mismas sales anteriores en estado sólido.
Espectroscopio de bolsillo.
PROCEDIMIENTO
Limpia bien el hilo de platino. Para ello, sumérgelo en la disolución de ácido clorhídrico
concentrado y caliéntalo a la llama del mechero hasta que la llama dé la misma
coloración cuando esté el hilo que cuando no esté.
Sumerge la punta del hilo en una de las disoluciones que queremos estudiar y
aproxímalo a la llama. Observa y anota el color que adquiere la llama, tanto a simple
vista, como por medio del espectroscopio.
Limpia bien el hilo y repite la misma operación con cada una de las disoluciones.
Haz el mismo ensayo poniendo en la punta del hilo unos pequeños cristales de cada una
de las sales. Recuerda limpiar bien el hilo cada vez.
CUESTIONES
1. Realiza un cuadro indicando la coloración a la llama que da cada uno de los
elementos estudiados.
2. Explica en qué consistiría el espectro de emisión para estos metales.
3. Observa con el espectroscopio un tubo fluorescente y describe lo que ves.
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4. Investiga y explica qué radiaciones componen la radiación solar.
5. De qué radiaciones nos protege el ozono.
6. De qué radiaciones nos protege la atmósfera.
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 4: ESTUDIO DE LAS PROPIEDADES DE ALGUNAS
SUSTANCIAS
OBJETIVO
1. Comprobar las propiedades de algunas sustancias.
2. Aprender a relacionar las propiedades de las sustancias con el tipo de enlace que
presentan.
FUNDAMENTO
En función del tipo de enlace las propiedades más importantes de las sustancias se
resumen en el siguiente cuadro.
Tipo de enlace
Covalente apolar
Covalente polar
Propiedades
1. Estado gaseoso, líquidos o sólidos
de punto de fusión y ebullición
bajos.
2. Solubles en disolventes apolares.
3. Son aislantes , no conducen la
corriente eléctrica ni el calor.
1.
2.
Sólidos covalentes
1.
2.
3.
Iónico
Metálico
Su solubilidad en disolventes
polares como el agua, aumenta a
medida que aumenta la polaridad
del enlace.
Sus puntos de fusión y ebullición
también aumenta con la polaridad.
Forman redes de átomos.
Puntos de fusión y ebullición muy
altos.
Malos conductores del calor y de
la electricidad (excepto grafito)
1. Son sólidos a temperatura
ambiente.
2. Estructura cristalina.
3. Puntos de fusión y ebullición altos.
4. Duros, difíciles de rayar.
5. Frágiles.
6. Solubles en disolventes polares
como el agua.
7. Sólidos no conducen la corriente
eléctrica, pero en disolución o
fundidos sí.
1. Casi todos son sólidos a
temperatura ambiente, aunque hay
algunas excepciones como el
10
2.
3.
4.
5.
mercurio.
Presentan brillo metálico.
Son dúctiles y maleables.
Son buenos conductores del calor
y la electricidad.
Tienen puntos de fusión y
ebullición que van de moderados a
altos.
MATERIAL Y PRODUCTOS
Pila de petaca (una)
Vasos de precipitados de 250 cc(cinco).
Cinta de magnesio.
Granalla de cinc.
Hilo de cobre.
Cloruro de potasio.
Grafito.
Cloruro de sodio.
Hidróxido de sodio.
Glucosa.
Naftaleno
Tolueno.
Yodo.
PROCEDIMIENTO Y CUESTIONES
1º Conductividad de distintas sustancias en estado sólido.
Para comprobar la conductividad se introducen en ellas dos electrodos conectados a una
pila que se mantienen a cierta distancia. En el circuito se intercala una bombilla pat
visualizar el paso de la corriente.
Anota y explica los resultados.
Sustancias
Enlace entre átomos
¿Conduce
eléctrica?
la
corriente
Cinta de magnesio
Granalla de cinc
Cloruro de potasio
Grafito
Explicación:
2º Conductividad de las disoluciones.
Se procede de la misma manera que en el caso anterior.
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Disoluciones(soluto + disolvente)
Cloruro de sodio y agua
Hidróxido de sodio y agua
Glucosa y agua
Naftaleno y tolueno
¿Conduce la corriente eléctrica?
Explicación:
3º Estudio de la solubilidad de una sustancia en función del disolvente.
Semejantes se disuelven en semejantes. El agua es un disolvente polar y el tolueno es un
disolvente apolar.
Sustancias
Cloruro de sodio
Hidróxido de sodio
Naftaleno
Yodo
Solubilidad en agua
Solubilidad en tolueno
Explicación:
4º Comportamiento de algunos metales frente al agua.
Los metales no se disuelven en agua, algunos reaccionan con ella o no son atacados por
la misma.
Los metales alcalinos reaccionan fácilmente con el agua, la reacción es tan rápida y
exotérmica que puede inflamarse el hidrógeno desprendido, formando una llama encima
del metal.
Los metales alcalino-térreos como el magnesio no son tan activos como los metales
alcalinos. El magnesio sólo reacciona con el agua caliente y aún así, lo hace muy
lentamente. Escribe la reacción sabiendo que se forma hidróxido de magnesio y se
desprende hidrógeno:
Otros metales como el cobre y los metales nobles no reaccionan de forma apreciable
con el agua.
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 5: REACCIONES QUÍMICAS
OBJETIVOS
1. Observar e interpretar los cambios que se producen en las reacciones.
2. Comprobar la reacción que tiene lugar entre un ácido y un óxido metálico.
FUNDAMENTO
Se trata de ver como en una reacción química las sustancias de partida se transforman
en otras nuevas, al ser capaces de reorganizarse los átomos de otra manera distinta de la
inicial.
En particular queremos observar la reacción entre un óxido metálico (óxido de cobre II)
y un ácido (ácido sulfúrico) para dar sulfato de cobre (II) y agua. El sulfato de cobre
(II) cuando está en disolución o bien hidratado presenta un intenso color azul.
Observaremos además la reacción de precipitación entre el nitrato de plomo (II) y el
yoduro de potasio.
MATERIAL Y PRODUCTOS
1 cristalizador
1 vaso de precipitados de 250 ml
2 vasos de precipitados de 100 ml
1 frasco lavador
1 rejilla difusora
Tijeras
1 triángulo para filtrar
1 aro soporte
1 bureta de 25 ml
1 tubo de ensayo
1 balanza
1 vidrio de reloj
1 varilla remover
1 embudo
1 espátula
1 pie, nuez
1 pinza de madera
H2SO4 disolución 2M
Óxido de cobre (II)
Yoduro de potasio
Nitrato de plomo(II)
Papel de filtro
1 cuentagotas
PROCEDIMIENTO
1º Obtención de sulfato de cobre (II) pentahidratado..
En un vaso de 250 cc se ponen unos 50cc de disolución de ácido sulfúrico de
concentración media (aprox.2 M); se añade una pequeña cantidad (aproximadamente 1
gramo) de CuO y se hierve a fuego lento, agitando suavemente con una varilla. El
sólido negro va desapareciendo al reaccionar, formándose una disolución azul.
Se filtra, y el líquido filtrado se calienta en un vaso hasta que su volumen se reduzca al
menos a la mitad.
Una vez evaporada parte del agua se pasa el líquido a un cristalizador. Se deja enfriar
lentamente, y entonces aparecerán cristales azules de CuSO4 · 5H2O; se lavan con una
pequeña cantidad de agua para eliminar los restos del ácido y se secan con papel de
filtro.
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2º Obtención de yoduro de plomo (II).
Disuelve un gramo de nitrato de plomo (II) en 25 cc. de agua destilada.
Disuelve 0’25 g de yoduro de potasio en 10 cc. de agua.
Mezcla ambas disoluciones echando la del yoduro de potasio sobre la de nitrato de
potasio (II).
Calienta hasta que se disuelva el precipitado y enfría al grifo rápidamente.
Los minúsculos cristales que se forman tienen un brillo característico por lo que reciben
el nombre de “lluvia de oro”. Este ensayo sirve para identificar la presencia de plomo,
pues este fenómeno sólo se produce con el yoduro de plomo (II).
CÁLCULOS
1. Registro de los datos del frasco de óxido de cobre (II).
2. Cuántos gramos son necesarios para que reaccionen exactamente con los 50 cc de
ácido sulfúrico 2 M. Explica el proceso teórico seguido y escribe las operaciones
realizadas.
CUESTIONES
1. Escribe las reacciones producidas.
2. El ácido sulfúrico es soluble en agua en todas las proporciones, desprendiéndose
una gran cantidad de calor, por lo que siempre debe añadirse el ácido sulfúrico
concentrado sobre el agua y no al contrario. Explica qué ocurriría si se hiciera al
contrario.
3. Explica cómo influye la temperatura en la solubilidad del yoduro de plomo (II).
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LABORATORIO DE QUÍMICA- 1º DE BACHILLERATO
PRÁCTICA 6: FABRICACIÓN DE LEJÍA. ESTUDIO DE LA PILA SECA.
OBJETIVOS
1. Obtener lejía utilizando una electrólisis.
2. Analizar los componentes de una pila.
3. Observar la descomposición catalítica, con el dióxido de manganeso extraído de
la pila, del agua oxigenada.
FUNDAMENTO
La lejía es un producto de uso habitual en las viviendas. Se trata de una disolución
acuosa de hipoclorito de sodio, el ion hipoclorito es un oxidante capaz de convertir
algunas sustancias coloreadas en otras incoloras, de esta manera ejerce su efecto
blanqueante. También es un desinfectante.
MATERIAL Y PRODUCTOS
2 pilas de petaca de 4’5 V
1 vaso de precipitados de 250 ml
2 vasos de precipitados de 100 ml
tijeras
Cable de conexión
1 espátula
2
electrodos
de trozo de cartón
grafito o 2 lapices
blandos
cloruro de sodio Papel indicador
1 embudo
Papel de filtro
1 varilla maciza
Tubo de ensayo
Agua oxigenada
Tinta
PROCEDIMIENTO
1º Obtención de lejía.
Introduce el cartón en medio del vaso de precipitados de tal forma que queden dos
compartimentos. Llena ambas partes del vaso con disolución saturada de cloruro de
sodio e introduce en ellos los electrodos de grafito, interesan que lleguen al fondo del
vaso.
Conecta ambos electrodos a las dos pilas en serie y deja actuar unos 10 minutos.
Observa y anota los cambios que se producen en cada electrodo, cada cierto tiempo
comprueba el pH con el papel indicador.
Después retira el cartón y mezcla las sustancias que hay en el vaso. Se ha formado lejía.
Al disolverse la sal en el agua se disocia -teoría de Arrhenius- en iones sodio e iones
cloruro que emigrarán al conectarse el circuito hacia los electrodos de signo contrario
descargándose allí. En el ánodo se descargan los iones cloruro y se desprende gas cloro.
En el cátodo no se descargan los iones sodio sino los iones hidrógeno (menor potencial
de descarga) del agua y se desprende por tanto gas hidrógeno. En el agua quedarán
iones hidróxido en exceso que azulearán el papel indicador y los iones sodio.
El proceso global se podría representar de la siguiente manera:
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2Na+ + 2Cl- + 2H2O 2Na+ + 2OH- + Cl2 + H2
La lejía se forma al mezclarse los productos de la electrólisis, con lo que tiene lugar la
reacción:
Cl2 + 2 NaOH NaClO + NaCl + H2O
Atención: La lejía nunca se debe mezclar con amoniaco ya que se desprende cloramina,
sustancia tóxica que puede producir graves problemas respiratorios.
2º Análisis de una pila de petaca.
Se intentan extraer los componentes de una pila seca. Se abre la pila y se extraen la
barra de carbón (grafito), así como la envoltura de cinc. Ambos se limpian fácilmente.
La mezcla negra interior se pone en un vaso, se le añade agua y se calienta suavemente
para disolver el material soluble. Se agita y se filtra. El líquido filtrado que es casi
incoloro, se evapora hasta una tercera parte y se deja cristalizar. Se recogen cristales de
cloruro de amonio con algo de cloruro de cinc (sustancia higroscópica encargada de
mantener la humedad en la pila). El residuo negro, es principalmente MnO2, se lava con
agua y se seca.
3º Descomposición catalítica del agua oxigenada.
El agua oxigenada es una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno, H2O2. Este tiene
tendencia a descomponerse según la reacción: 2H2O2 2H2O + O2
Se va a utilizar como catalizador dióxido de manganeso, MnO2, uno de los componentes
de la pila seca.
Se toman dos vasos de precipitados y se llenan hasta la mitad con agua oxigenada.
Tras adicionar a cada uno de ellos una pequeña cantidad de detergente líquido para
vajillas (para destacar el burbujeo de O2), se añade a uno de los frascos un par de
gramos del producto que contiene MnO2. A partir de ese instante se observará en dicho
frasco la descomposición del H2O2.
CUESTIONES
1. Lee la etiqueta de una botella de lejía comercial. ¿Cuál es su principal
componente? Lleva algún pictograma, dibújalo y explica qué significa.
2. El cloro es un gas amarillo-verdoso, poco soluble en agua, con la que reacciona
produciéndose HClO y HCl, decolorante y muy tóxico por su poder irritante de las
mucosas¿Se ha producido cloro en la electrólisis de la disolución de sal ¿ ¿En qué
electrodo?
3.¿Se ha formado otro gas en el otro electrodo?¿Cuál?¿Qué polaridad tiene ese
electrodo?
4. El papel indicador se azulea con las bases. ¿Dónde se ha formado una base?
5.¿Se podría hacer el experimento con corriente alterna?
6. Qué es un catalizador.
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