Índice ............................................................................................................. ............................................ 2 OBJETIVO GENERAL ................................................................. ..................................................................................................... 2 FUNDAMENTO TEÓRICO ......................................................................................................
ACTIVIDADES QUÍMICAS DESARROLLADAS ................................................................ 4 Experimento N° 01: Soluciones estándar en la zona ácida de 1x10-1 a M 1x10-4 M .. 4 a)
................................................................................................... ................................. 4 Objetivos específicos ..................................................................
....................................................................................................................... ........................................................ 4 b) Recursos ...............................................................
c)
Procedimiento para el desarrollo de la experiencia ................................................. 4
Experimento N° 02: Determinación de la en una solución acuosa de ácido fuerte .. 7 a)
.................................................................................................... 7 Objetivo específicos .....................................................................................................
....................................................................................................................... ........................................................ 7 b) Recursos ...............................................................
c)
Procedimiento para el desarrollo de la experiencia ................................................. 8
Experimento N° 03: Determinación de la en una solución acuosa de ácido débil .................................................................................................................. ...................................................... 11 (CH3COOH XM) ............................................................ a)
................................................................................................. ............................... 11 Objetivos específicos ..................................................................
..................................................................................................................... ...................................................... 11 b) Recursos ...............................................................
c)
Procedimiento para el desarrollo de la experiencia ............................................... 12
Experimento N° 04: Determinación del pH en solución de ácido fuerte, ácido débil y ................................................................................................................... 16 mezcla de ambas .................................................................................................................... a)
................................................................................................. ............................... 16 Objetivos específicos ..................................................................
..................................................................................................................... ...................................................... 16 b) Recursos ...............................................................
c)
Procedimiento para el desarrollo de la experiencia ............................................... 16
Experimento N° 05: Determinación volumétrica de cloruros (Cl-) (Cl -) con iones plata (Ag+) y precipitación selectiva de cloruros en presencia de ion cromato ................................... 20 a)
................................................................................................. ............................... 20 Objetivos específicos ..................................................................
..................................................................................................................... ...................................................... 20 b) Recursos ...............................................................
c)
Procedimiento para el desarrollo de la experiencia ............................................... 20
..................................................................................................................... ...................................................... 23 CUESTIONARIO ............................................................... ................................................................................................................................... ......... 25 ANEXOS ...........................................................................................................................
1
OBJETIVO GENERAL
Preparar una tabla de indicadores ácido-base Determinar el pH de las soluciones comunes mediante el uso de indicadores ácido-base, ácido -base, así como de soluciones que se hidrolizan Determinar la concentración de ácidos y bases por volumetría
FUNDAMENTO TEÓRICO Los ácidos y bases son importantes en numerosos procesos químicos de nuestra vida diaria, desde procesos industriales hasta biológico, desde reacciones r eacciones que se realizan en el laboratorio hasta las que tienen lugar en nuestro entorno. En el laboratorio, el estudio de las titulaciones ácido-base, involucran reacciones que ocurren entre los ácidos y bases. En este sentido, es necesario distinguir entre ácidos y bases fuertes y débiles. Se denominan ácidos y bases fuertes a los electrolitos que se ionizan totalmente en soluciones. Por otro lado los ácidos y bases débiles se ionizan parcialmente en soluciones. Una solución ácido-base se puede caracterizar cuantitativamente mediante la indicación de la concentración de H+ (ac) que contiene. Pero esta concentración es muy pequeña. Por conveniencia se expresa la concentración de H + en términos de pH (índice de hidrógeno), que se halla así:
= log log + También es posible expresar la concentración de pOH (índice de oxhidrilo) análogamente:
= log − Debido al equilibrio en soluciones acuosas los valores de pH y pOH son dependientes entre sí. Y se relacionan mediante la siguiente ecuación:
= 14 Esta ecuación se deduce de la constante de equilibrio o producto iónico del agua .
= 1, 1,0 × 10− (a 25 °C)
Las titulaciones ácido-base son técnicas importantes y utilizadas en química analítica. ¿Qué hacer para saber si una solución es ácida, básica o neutra? La respuesta es utilizar equipos que midan el pH como el que se observa en la imagen 1.
Ilustración 1. pH-metro digital
2
Así mismo, aunque son menos precisos, con el mismo objetivo se utilizan sustancias comunes denominadas indicadores ácido-base. Estos son sustancias coloridas de naturaleza orgánica y estructura generalmente compleja que debe existir ya sea en forma de ácido o en forma de base. Las dos formas tienen colores distintos. Así, el indicador adquiere un cierto color en medio ácido y otro en un medio básico. En solución forman sistemas en equilibrio.
() () ⟷ + () − () Según el principio de Le Chatelier que indica que si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio concentración de iones hidronio en una solución donde interviene un indicador ácido-base, llevará a un cambio en el estado de equilibrio entre el indicador ácido y su base conjugada, y por tanto, a un viraje del color inicial del indicador. Como regla general se pueden usar las siguientes relaciones de concentración para predecir el color del indicador. ≥
10 Entonces el color del ácido ( ) predomina.
<
10 Entonces el color de la base conjugada ( − ) predomina.
Si = − , entonces el color del indicador es una combinación de colores de HInd e Ind. Al fijar las concentraciones del ion hidronio [ + () ] en una serie de valores de soluciones, es posible determinar el efecto de cada uno de los valores de la concentración de un sistema de indicadores ácido-base. Este hecho permite confeccionar tablas de colores para sistemas de indicadores ácido-base en función de la concentración de iones hidronio. Por ejemplo, el tornasol, uno de los indicadores más comunes, cambia de incoloro a color rosado cerca de un pH=7. Sin embargo, el cambio de color no es muy definido. Algunas sales disueltas reaccionan con el agua para formar soluciones ácidas o básicas. El proceso, cuando uno o ambos iones de la sal reaccionan con el agua formando una base débil, un ácido débil o ambos de denomina hidrólisis. Todas las reacciones de hidrólisis constituyen siempre sistemas en equilibrio. ¿Cómo determinar la concentración de una solución? Una forma común es usar una segunda solución de concentración conocida, llamada solución estándar , que produce una reacción química de estequiometría conocida al mezclarse con la solución de concentración desconocida. Este proceso se denomina titulación. El principio de Le Chatelier es aplicable a sistemas en equilibrio químico para realizar predicciones cualitativas acerca de la respuesta de los mismos ante diversos cambios en las condiciones externas. En general, existen tres formas de perturbar un equilibrio químico: (1) por adición o extracción de un reactivo o producto, (2) por un cambio de presión, y (3) por un cambio de temperatura.
3
ACTIVIDADES QUÍMICAS DESARROLLADAS Experimento N° 01: Soluciones estándar en la zona ácida + de 1x10 -1 a M 1x10 -4 M a) Objetivos específicos Preparación de una tabla de indicadores ácido-base
b) Recursos I. Materiales
II.
8 tubos de ensayo de 13x100 mm 1 pipeta 1 probeta
Reactivos
HCl 0.10M Violeta de metilo Anaranjado de metilo
c) Procedimiento para el desarrollo de la experiencia I.
Trazado del diagrama
II. III. IV. V. VI. VII. VIII. IX.
II.
1) En un tubo de ensayo de
2) Ahora prepararemos 5ml de HCl
13x100 vertemos 5 ml de
0.01M vertiendo en otro tubo de
HCl 0.1M. Lo etiquetamos como H + = 0.1M. Lo
ensayo 0.5 ml de HCl 0.1M del tubo anterior y añadimos 4.5 ml de agua destilada (agitar). Lo etiquetamos
ubicamos en la gradilla, posición 1;1 (fila;
como H + = 0.01M y lo ubicamos
columna).
en la posición 1; 2 de la gradilla.
5) Ahora dividiremos en dos tubos de ensayo cada una de
6) A cada uno de los tubos de la
las soluciones preparadas en los pasos 1) al 4). Los
indicador violeta de metilo, agitamos y anotamos los
colocamos en dos filas de la
colores. Lo mismo hacemos
gradilla, en el mismo orden de
para la fila 2 pero ahora con el
concentración.
indicador anaranjado de metilo.
fila 1 adicionamos 1 gota de
Descripción de la experiencia
Notamos que por medio de que va disminuyendo la concentración del HCl la coloración va cambiando, se podría decir que la tonalidad del color va disminuyendo cuando agregamos violeta de metilo. Cuando agregamos anaranjado de metilo el color va bajando su tonalidad. 4
III.
Diagrama de flujo
5
IV.
Tabulación de resultados
Tabla 1. Color del indicador
Indicador Anaranjado de metilo Violeta de metilo
Color ácido Anaranjado Amarillo
Color básico Amarillo Violeta
Intervalo de viraje 3.1 – 4.4 0.0 – 2.0
Tabla 2. pH de las soluciones de HCl con diferentes concentraciones identificadas con los identificadores de pH
Posición (fil; col) pH
color
Posición (fil; col)
pH
Color
1;1
1
Turquesa
2;1
1
Rosado
1;2
2
Azul
2;2
2
Rosado claro
1;3
3
Violeta
2;3
3
Anaranjado oscuro
1;4
4
Violeta claro
2;4
4
Anaranjado claro
V.
Conclusiones y recomendaciones Recomendaciones:
Lavar bien los tubos de ensayo a utilizar ya que pueden estar contaminados y esto puede afectar a las soluciones a realizar. Hacer las diluciones con mucho cuidado y exactitud para no tener errores al momento de realizar el análisis. Usar guantes de látex para la manipulación del ácido clorhídrico.
Conclusiones:
Se puede concluir que el pH de las soluciones va aumentando mientras la concentración del HCl va disminuyendo. Podemos decir que cuando usamos el indicador anaranjado de metilo tenemos una solución ácida con respecto al viraje dado. Podemos decir que cuando usamos el indicador violeta de metilo tenemos una solución básica con respecto al viraje dado.
6
Experimento N° 02: Determinación de la + en una solución acuosa de ácido fuerte a) Objetivo específicos Determinación del a concentración de Hidrogeno y el pH, mediante indicadores acido-base, así como de soluciones que se hidrolizan. Hacer uso de la colorimetría y comparaciones
b) Recursos I. Materiales 5 Tubos de ensayo 2 tubos de ensayo 13x100
II.
Gradilla
Reactivos Anaranjado de metilo
7
Violeta de metilo
c) Procedimiento para el desarrollo de la experiencia I. Trazado del diagrama
II.
Descripción de la experiencia, observaciones La concentración del H + y el pH se determina usando el anaranjado metilo y violeta metilo. Se realiza la comparación con los resultados de experimento 1, estos serán nuestros patrones. A través de colorimetría se Halla la + y pH
8
III.
Diagrama de flujo
9
IV.
Tabulación de resultados
Tabla 3. pH de las soluciones
Posición(fila; columna)
pH
Color
Posición(fila; columna)
pH
Color
1;5
1.5
Verde claro
2;5
0.8
Rojo claro
Nota: Al comparar con los parones del experimento 1 definimos que los pH están en un punto intermedio, y con ayuda de esto, hallamos +
Para 1,5 (HCl + violeta de metilo):
1.5 = log+ + = 10−. + = 0.0316 /
Para 2,5 (HCl +anaranjado de metilo):
V.
0.8 = log+ + = 10−. + = 0.158 /
Conclusiones y recomendaciones Conclusiones
Al adicionar gota de violeta metilo acurre un cambio a verde claro de la solución, mediante colorimetría y comparación con los patrones, determinamos que su concentración es 0.0316 /. Al adicionar gota de anaranjado metilo acurre un cambio rojo claro de la solución, mediante colorimetría y comparación con los patrones, determinamos que su concentración es 0.158 /.
Recomendaciones Al verter 5 ml del HCl al tubo de ensayo, hacerlo con la pipeta que es mucho más precisa que la probeta. Lavar adecuadamente los tubos de ensayo 13x100, para evitar errores La utilización de guantes es importantes al manejar los reactivos. Si el HCl hace contacto con su piel, lavar con agua inmediatamente y avisar al encargado. 10
Experimento N° 03: Determinación de la + en una solución acuosa de ácido débil (CH3COOH XM) a) Objetivos específicos Determinación del a concentración de Hidrogeno y el pH, mediante indicadores acido-base, así como de soluciones que se hidrolizan. Hacer uso de la colorimetría y comparaciones. Hallar la constante de equilibrio del ácido.
b) Recursos I. Materiales 2 tubos de ensayo 13x100
II.
Gradilla
Reactivos Anaranjado de metilo
11
Violeta de metilo
c) Procedimiento para el desarrollo de la experiencia I. Trazado del diagrama
II.
Descripción de la experiencia, observaciones La concentración del H + y el pH se determina usando el anaranjado metilo y violeta metilo. Se realiza la comparación con los resultados de experimento 1, estos serán nuestros patrones. A través de colorimetría se Halla la + y Ph Una vez obtenidas sus concentraciones, podemos calcular su Ka.
12
III.
Diagrama de flujo
13
IV.
Tabulación de resultados
Tabla 4. pH según posición
Posicion(fila;columna)
pH
Color
Posicion(fila;columna)
pH
Color
1;5
3.8
Violeta
2;5
3.5
anaranjado claro
Nota: Al comparar con los parones del experimento 1 definimos que los pH están en un punto intermedio, y con ayuda de esto, hallamos +
Para 1; 5 (CH3COOH + violeta de metilo) :
3.8 = log+ + = 10−. + = 0.000158 CH3COOH ↔ CH3COO- +
H+
Tabla 5. Relación de concentración de reactivos y productos de la descomposición del CH3COOH con violeta de metilo.
Inicio
X
-4 reacciona -1.585x10 Final
X-1.585x10
Ka=
-4
0
0
1.585x10-4 1.585x10-4
1.585x10-4 1.585x10-4
CCOO+ CCOO
Ka=1.585x10-4 mol/L Para 2; 5 (CH3COOH +anaranjado de metilo):
3.5 = log+ + = 10−. + = 3.16x10-4 mol/L
14
V.
Conclusiones y recomendaciones Conclusiones
Al adicionar gota de violeta metilo acurre un cambio a violeta de la solución, mediante colorimetría y comparación con los patrones, determinamos que su concentración es 1.585x10 -4 mol/L Al adicionar gota de anaranjado metilo acurre un cambio anaranjado claro de la solución, mediante colorimetría y comparación con los patrones, determinamos que su concentración es 3.16x10 -4 mol/L Esta manera de calcular la concentración no es nada exacto, es más se podría decir que el error es grande en proporción, ya que es un tema de comparación y percepción Podemos obtener un rango de variación del pH, 3; 4. Una vez conocido las concentraciones podemos calcular la constante de equilibrio de acidez , su valor es de 3.16x10 -4 mol/L
Recomendaciones
Al verter 5 ml del CH3COOH al tubo de ensayo, hacerlo con la pipeta que es mucho más precisa que la probeta. Lavar adecuadamente los tubos de ensayo 13x100, para evitar errores La utilización de guantes es importantes al manejar los reactivos. Si el CH3COOH hace contacto con su piel, lavar con agua inmediatamente y avisar al encargado.
15
Experimento N° 04: Determinación del pH en solución de ácido fuerte, ácido débil y mezcla de ambas a) Objetivos específicos Determinar el pH de una solución de un ácido fuerte Determinar el pH de una solución de ácido débil Determinar el pH de una mezcla de ácido fuerte y ácido débil
b) Recursos I. Materiales Papel indicador universal Pipeta Luna de reloj Vaso de Erlenmeyer de 125 ml Soporte universal Bureta Pinza con tenaza II. Reactivos 0,1 M 0,1 M 0,1 M Fenolftaleína Anaranjado de metilo
c) Procedimiento para el desarrollo de la experiencia I. Trazado del diagrama
II.
Descripción de la experiencia, observaciones Podemos observar el color de cada solución al titularla con anaranjado de metilo y con violeta de metilo. Podemos comparar una solución desconocida y estimar su pH.
16
III.
Diagrama de flujo
17
IV.
Tabulación de resultados
El pH de las soluciones de ácidos medida con papel indicador fue: Tabla 6. pH de las soluciones ácidas medidas por papel indicador universal
Sustancia HCl 0,1 M CH3COOH 0,1 M HCl+ CH3COOH
pH 2 6 3
Los volúmenes obtenidos al titular fueron: Tabla 7. Volúmenes utilizados para titular las soluciones ácidas
Volumen de NaOH HCl con: Fenolftaleína 0,5 ml Anaranjado de metilo 0,6 ml
CH3COOH
HCl+ CH3COOH
0,2 ml 0,1 ml
0,7 ml 0,5 ml
Al titular CH3COOOH XM se utilizó: Tabla 8. Volumen de NaOH utilizado para titular la solución de concentración desconocida
Volumen utilizado de NaOH CH3COOOH XM
Fenolftaleína 0,5 ml
Anaranjado de metilo 0,3 ml
Determinación de la concentración de CH3COOOH XM: Con Fenolftaleína:
=
0.1 × 0,2 ml 0,5 ml
= 0,04 Con anaranjado de metilo:
=
Entonces la concentración promedio es:
0.1 × 0,1 ml 0,3 ml
= 0,03
0.04 0.03 = 2 = 0.035
18
Conclusiones y recomendaciones Conclusiones
La concentración de la solución desconocida de ácido acético es 0,035 M aproximadamente. Notamos que el ácido acético al ser un ácido se disocia menos que el ácido clorhídrico, por ello su pH es mayor. La mezcla de un ácido fuerte y uno débil provoca un solución con un pH intermedio. A pesar de que el HCl es un ácido fuerte notamos que no se disocia del todo, ya que su pH no es 1, sino 2 aproximadamente. Podemos inferir que el pH de la solución desconocida podría ser ligeramente mayor a 1,46. Esto debido a que en teoría este debería ser su pH (-log (0.035)=1,46), pero sabemos que la disociación es menor que en la teoría.
Recomendaciones
Tener cuidado a la hora de titular, pues un pequeño error puede significar un cambio tremendo a la hora de calcular. Se debe prestar atención al papel indicador universal al cambiar de color No se debe permitir que otra sustancia entre en contacto con el papel indicador universal
19
Experimento N° 05: Determinación volumétrica de cloruros (Cl-) con iones plata (Ag+) y precipitación selectiva de cloruros en presencia de ion cromato a) Objetivos específicos Determinar la concentración desconocida del NaCl
b) Recursos I. Materiales Tubo de ensayo de 13 x100 ml Pipeta Bureta
II.
Reactivos K 2CrO4 1M AgNO3 0,01N NaCl XM
c) Procedimiento para el desarrollo de la experiencia I. Trazado del diagrama
II.
Descripción de la experiencia, observaciones Los colores de cada solución por separado, en el caso del cromato era color amarillo y en el caso del coluro de sodio x molar era color blanquecino. Se ve un claro ejemplo de color rojizo ladrillo con una cierta de volumen gastado de AgNO3 Se observa que se obtendrá la concentración a través de operaciones teniendo como basa la solución estándar.
20
III.
Diagrama de flujo
21
IV.
Tabulación de resultados
reacciones químicas :
2AgNO3(ac) +K2CrO4(ac)
Ag2Cr2O4 +2KNO3
10NaCl +2K2CrO4
5Na2O +Cr2O3 +4KCl + 3Cl2
Ag+1 + Cl-1
AgCl(s)
CrO42-+2Ag+
AgCrO4(s)
Cálculos y resultados
Tabla 9. Reactivos a utilizar
1.5 ml de NaCl XM AgNO3 8.5ml e agua purificada 8ml 1 gota de K2CrO4 Para hallar la concentración molar de NaCl, usamos N1V1=N2V2 M.Өv(NaCl)= M.Өv(AgNO3)
X (1.5)(1)=(0.01)5.8 X=0.038 M
V.
Conclusiones y recomendaciones Conclusiones
Se requiere de una cierta cantidad de volumen para que ocurra una reacción, ya que con un poco cantidad no se logra ver cambios. En la solución XM de NaCl el K 2CrO4 actúa como espectador ya que no interviene en la reacción. A través de las reacciones establecidas anteriormente se ve que se forma cloruro de plata sólido.
Recomendaciones
Verificar con que concentraciones se está trabajando ya que podrían afectar los cálculos Titular con precaución , ya que dependerá si hay precipitado y también afectara el cambio de color Tener en cuenta el color de las soluciones antes de la titulación Tener cuidado con los reactivos que se están trabajando
22
CUESTIONARIO REFERIDO AL 5TO. LABORATORIO EQUILIBRIO IÓNICO EN SOLUCIONES ACUOSAS, SON LOS SIGUIENTES:
1. Calcula el pH a las concentraciones del ion oxhidrilo − siguientes: 0.1M, 0.01M, 0.001M, 0.0001M. - Se sabe que pOH= - log( − ) y que pH + pOH = 14. Entonces para: a. Para − = 0.1M, pOH=1 pH + 1= 14
pH= 13
b. Para − = 0.01M, pOH=2 pH + 2= 14
pH= 12
c. Para − = 0.001M, pOH=3 pH + 3= 14
pH= 11
d. Para − = 0.0001M, pOH=4 pH + 4= 14
pH= 10
2. ¿Cuál sera la reaccion de hidrólisis entre el Na 2CO3 y el NH4Cl? Cl- + NH+4 + H2O Na+ + CO-23 + H2O
NH3 + H3O- + Cl HCO3 + OH- + Na+
Sumando las dos semireacciones: Na2CO3 + NH4Cl + H2O
NH3 + HCO2 + NaCl + H2O
3. Pronostica en qué casos se debe producir hidrolisis y escribe las reacciones correspondientes: (i) acetato de potasio en agua, (ii) sulfato de potasio en agua y (iii) cloruro de sodio en agua (i) acetato de potasio en agua: CH 3COOK - Una sal de base fuerte y un ácido débil, el anión de la sal es el conjugado del ácido débil se hidroliza para dar una solución básica.
Ácido débil y base fuerte: CH3COOH + KOH
CH3COOK + H2O
Neutralización
CH3COOK
CH3COO- + K +
Ionización
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OH- 23
Hidrólisis
(ii) Sulfato de potasio en agua: K 2SO4 -Una sal de base fuerte y un ácido fuerte, la sal no tiene iones hidrolizables y por ello da una solución acuosa neutra.
Ácido y base fuerte: H2SO4 + KOH
K 2SO4 + H2O
K 2SO4
K + + SO4-2
Neutralización Hidrólisis
(iii) Cloruro de sodio en agua: NaCl -Una sal de base fuerte y un ácido fuerte, la sal no tiene iones hidrolizables y por ello da una solución acuosa neutra.
Ácido y base fuerte: NaOH + HCl
NaCl + H2O
Neutralización
NaCl
Na+ + Cl-
Hidrólisis
4. Una solucion de acido nitroso 1.10 -3M, se ioniza a 25ºC en un 5.5%. calcula la constante de ionizacion del ácido nitroso Ka, a 25ºC. H+
HNO2
+
INICIO 10-3 M DISOCIACION -0.055.10-3
0.055.10 -3
0.945.10-3
0.055.10-3
EQUILIBRIO
K a=
NO-2
3 3
0.055.100.055.10-
[..].[.. ] .9.
K a= 3,2.10-6
5. La solucion de HNO 3 tiene una concenttracion de 0.4 moles/L. calcula el pH y el pOH de dicha solución. HNO3 H+ + NO3INICIO 0.4 mol DISOCIACI -0.4mol 0.4mo 0.4mol ON l EQUILIBRIO 0mol 0.4mo 0.4mol l pH + pOH= 14 pH= -log(+ = -log(0.4)= 0.39 pOH= 14 - 0.39= 13 24
ANEXOS Tabla 10. Color del indicador
Indicador Anaranjado de metilo Violeta de metilo
Color ácido Anaranjado Amarillo
Color básico Amarillo Violeta
Intervalo de viraje 3.1 – 4.4 0.0 – 2.0
Tabla 11. pH de las soluciones de HCl con diferentes concentraciones identificadas con los identificadores de pH
Posición (fil; col) 1;1 1;2 1;3 1;4
pH 1 2 3 4
color Turquesa Azul Violeta Violeta claro
Posición (fil; col) 2;1 2;2 2;3 2;4
pH 1 2 3 4
Color Rosado Rosado claro Anaranjado oscuro Anaranjado claro
Tabla 12. pH de las soluciones
Posición(fila; columna)
pH
Color
Posición(fila; columna)
pH
Color
1;5
1.5
Verde claro
2;5
0.8
Rojo claro
Tabla 13. pH según posición
Posicion(fila;columna)
pH
Color
Posicion(fila;columna)
pH
Color
1;5
3.8
Violeta
2;5
3.5
anaranjado claro
Tabla 14. Relación de concentración de reactivos y productos de la descomposición del CH3COOH con violeta de metilo.
Inicio
X
0
-4
reacciona -1.585x10 Final
X-1.585x10
0
-4
-4
1.585x10 1.585x10-4
1.585x10-4 1.585x10-4
Tabla 15. pH de las soluciones ácidas medidas por papel indicador universal
Sustancia HCl 0,1 M CH3COOH 0,1 M HCl+ CH3COOH
pH 2 6 3
Tabla 16. Volúmenes utilizados para titular las soluciones ácidas
Volumen de NaOH: HCl Fenolftaleína 0,5 ml Anaranjado de metilo 0,6 ml
CH3COOH 0,2 ml 0,1 ml
HCl+ CH3COOH 0,7 ml 0,5 ml
Tabla 17. Volumen de NaOH utilizado para titular la solución de concentración desconocida
Volumen utilizado de NaOH CH3COOOH XM
Fenolftaleína 0,5 ml
Anaranjado de metilo 0,3 ml
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BIBLIOGRAFÍA
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26
