PRESENTACIÓN Después de realizar los experimentos de laboratorio, teniendo como guía guía y orientador al profesor tomando las medidas de prevención necesarias procedemos a la realización del Informe de Laboratorio, con las ganas de seguir aprendiendo y conociendo las propiedades de las sustancias y compuestos químicos. Se entiende por solución un tipo especial de mezcla homogénea (unión de dos o más sustancias o compuestos, los cuales no pueden ser distinguidos), en las que existe una interposición molecular entre ellas.Una solución líquida está formada por soluto (se encuentra en menor cantidad y es el medio disperso) y solvente (se encuentra en mayor cantidad y es el medio dispersante). El trabajo a realizar estudia principalmente dichas soluciones, específicamente sólido en líquido, utilizando como solvente; agua destilada, mientras que se utilizaron como soluto; hidróxido de sodio (NaOH), permanganato de potasio (KMn), cloruro de sodio (NaCl) y otros. Para preparar las soluciones se deben conocer sus unidades de concentración, que pueden ser físicas y químicas, a su vez realizar ejercicios con las unidades de concentración como: Molaridad (M), Molalidad (m); Normalidad (N), y demás unidades estudiadas.
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Indice
1.OBJETIVOS: ..................................................................................................................................
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1.1. Objetivo general. ...................................................................................................................
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1.2. Objetivos específicos. ..........................................................................................................
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2. Fundamento teórico: ....................................................................................................................
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2.1. Solución. .................................................................................................................................
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2.2. Tipo de soluciones según su estado físico. ......................................................................
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2.3. Tipo de soluciones según su concentración .....................................................................
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2.4. Unidades de concentración .................................................................................................
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3. EXPERIMENTOS.........................................................................................................................
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3.1 EXPERIMENTO Nº1 .............................................................................................................
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3.1.1 HOJA DE DATOS ...........................................................................................................
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3.1.2 PROCEDIMINETO .........................................................................................................
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3.1.3 CALCULOS .....................................................................................................................
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3.1.4 CONCLUSIONES ...........................................................................................................
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3.1.5 SUGERENCIAS ..............................................................................................................
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3.2 EXPERIMENTO Nº2 ...........................................................................................................
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3.3 EXPERIMENTO Nº3 ...........................................................................................................
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3.4 EXPERIMENTO Nº4 ...........................................................................................................
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Materiales. ...................................................................................................................................
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Reactivos. ....................................................................................................................................
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3.1.2. Procedimiento: .................................................................................................................
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Preparación de las soluciones de concentración conocida. ............................................
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4. Cálculos y resultados. ...............................................................................................................
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5. CONCLUSIONES ......................................................................................................................
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6. RECOMENDACIONES .............................................................................................................
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3.5 EXPERIMENTO Nº5 ...........................................................................................................
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7. BIBLIOGRAFÍA...........................................................................................................................
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1.OBJETIVOS: 1.1. Objetivo general.
Conocer los elementos participantes en las diferentes soluciones que se realizaron en clase.
1.2. Objetivos específicos.
Ayudar al aprendizaje de los conceptos y técnicas de laboratorio que participan en las operaciones de preparación y valoración de soluciones. Adquirir habilidades y competencias básicas en el desempeño dentro de un laboratorio. Desarrollar capacidad crítica para analizar y obtener partir de resultados experimentados.
conclusiones a
Comprender y aplicar los conceptos de molaridad, normalidad, porcentajes de peso a peso, porcentaje de peso a volumen, etc., de Química.
Reconocer las características fundamentales de las soluciones.
Observar como reaccionan los diferentes compuestos entre sí.
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2. Fundamento teórico: 2.1. Solución. Es un sistema químico homogéneo (monofásico), en donde cualquier parte elemental de su volumen (su parte mínima) posee una composición química y propiedades idénticas. Resulta de mezclar dos o más sustancias en proporciones variables. Los componentes de una solución son: Soluto (sto), sustancia que se dispersa homogéneamente a nivel atómico, iónico o molecular y que generalmente interviene en menor proporción,Solvente (ste), medio dispersante, que interviene en mayor cantidad, generalmente. Si el disolvente es agua, se llama solución acuosa. Una solución binaria contiene un soluto y un solvente . En general, una solución contiene más de un soluto.
2.2. Tipo de soluciones según su estado físico. TIPO DE SOLUCIÓN
ESTADO F SICO DEL SOLVENTE
Líquida
Líquido
Sólida
Sólido
Gaseosa
Gas
ESTADO ORIGINAL EJEMPLOS DEL SOLUTO Sólido NaCl en O en OH Líquido C COOH en O OH en O Gas C enO en O Sólido C en Fe Zn en Cu Sn en Cu Líquido Hg en Ag Hg en Au Gas en Pt en Pt Sólido en aire en aire Líquido O en aire Gasolina en aire Gas C HS en
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en
2.3. Tipo de soluciones según su concentración 2.3.1. Diluidas. Contiene una pequeña cantidad de soluto respecto a la máxima cantidad permitida en una determinada cantidad de disolvente y a cierta temperatura. 2.3.2. Concentrada. Contiene regular cantidad de soluto respecto a la máxima cantidad. 2.3.3. Saturada. Contiene la máxima cantidad de soluto en una determinada cantidad de disolvente y a una temperatura específica. 2.3.4. Sobresaturada. Contiene mayor cantidad de soluto que la solución saturada, pero es muy inestable. 2.4. Unidades de concentración Son formas o maneras de indicar la cantidad de soluto en la solución; Actualmente se utilizan muchas unidades de concentración, dependiendo de la naturaleza y uso de la solución. Desarrollaremos las más importantes.
2.4.1. Unidades físicas. Porcentaje o composición en masa (%W o %W/W), indica la masa de soluto por cada 100 unidades de masa de la solución.
%W =
Porcentaje o composición en volumen (%V o %V/V), indica el volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución.
%V =
Partes por millón (ppm), indica el peso en gramos de soluto por un millón de gramos de la solución, se emplea frecuentemente para indicar la concentración de soluciones muy diluidas.
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ppm =
2.4.2. Unidades químicas Molaridad (M), indica el número de moléculas- gramo o número de moles de soluto por un litro de solución.
M=
;Unidad: mol/L <> molar
; Unidad: Eq-g/L<> normal
Molalidad (m), indica el número de moles de soluto disuelto en un kilogramo de disolvente (no de solución).
Normalidad (N), indica el número de equivalentes- gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
; Unidad: mol/kg <> molal
Fracción molar (fm), las unidades de concentración que se trataron anteriormente expresan la cantidad de soluto con una base numérica (en moles o número de equivalentes-gramo), respecto al disolvente o de solución con una base de volumen o peso. Para relacionar propiedades físicas de soluciones con la concentración de estas, es a veces necesario emplear una unidad de concentración en que las cantidades de todos los componentes de la solución sean descritas con una base numérica, esto se puede hacer por medio de la unidad de concentración denominada fracción molar, la fracción molar del componente i (soluto o disolvente) corresponde a la fracción de todas las moléculas en la solución que son del tipoi.
Se cumple siempre
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3. EXPERIMENTOS 3.1 EXPERIMENTO Nº1 INTRODUCCION AL TRABAJO DE LABORATORIO 3.1.1 HOJA DE DATOS REACTIVOS: Solución de yoduro de potasio KI Nitrato de plomo Pb (NO 3)2 Agua destilada MATERIALES Y EQUIPOS: Luna De reloj Vaso Varilla Embudo de filtración Papel filtro Pisceta Estufa Balanza
3.1.2 PROCEDIMINETO En la luna de reloj u otra superficie verter nitrato de plomo a tal punto que en la balanza indique 0.5 gramos. Luego con la muestra ya medida en un vaso de precipitados disolverla con 20 mililitros de agua destilada agitando con una varilla de vidrio. Agregando a la solución anterior, gota a gota, hasta que llegue aproximadamente a 40 mililitros de la solución de yoduro de potasio hasta lograr una cantidad apreciable del precipitado durante aproximadamente unos 5 minutos Con la ayuda de un embudo o un pedazo de papel doblado en forma de embudo filtrar cuidadosamente la solución dada tratando de no enturbiar la solución y para
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tomar precaución utilizar una varilla para dirigir la caída de liquido y tomar notas en el cuaderno o block. Después de terminar, lavar los materiales usados con agua destilada de la Pisceta y seguir con el filtrado, luego llevar el embudo y el filtro a la estufa y dejar secar, luego que este seco el filtro llevarlo a la balanza, y tomar apuntes.
3.1.3 CALCULOS 3.1.4 CONCLUSIONES 3.1.5 SUGERENCIAS
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3.2 EXPERIMENTO Nº2 REACCIONES QUIMICAS
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3.3 EXPERIMENTO Nº3 XXXXXX
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3.4 EXPERIMENTO Nº4 XXXXXX
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Materiales. Probetas d 50 ml Pipetas d 10 ml Varilla de vidrio. Vasos de 250 ml Luna de reloj. Espátula. Fiola de 100 ml
Reactivos. Agua destilada. NaCl NaOH KMn S Concentrado.
3.1.2. Procedimiento: Preparación de las soluciones de concentración conocida. (A)Preparar 50 gramos de solución al 5% P/P de NaCl. Calcule el peso de NaCl necesario para los 50 gramos de solución, utilizando la ecuación del tanto por ciento en peso. Pese la cantidad calculada de NaCl, colóquela en un vaso.
Calcule el peso del agua que debe añadir para completar los 50 gramos de solución. Considerando que la densidad del agua es 1 g/ml, el peso calculado del agua es igual a su volumen. Mida el volumen calculado del agua, añada a la sal, agite con una varilla y guarde en un frasco etiquetado.
(B)Preparar 100ml de la solución 0.5 molar de NaOH. Calcule el peso de NaOH, en grageas y pese sobre una luna de reloj la cantidad calculada, teniendo en cuenta que el NaOH es muy higroscópico y se humedece rápidamente. no tocar las grageas de NaOH con las manos. Pase el NaOH pesado en un vaso, añada unos 30-40 ml de agua destilada y disuelva el soluto completamente. Pase la solución a
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una fiola y agrge agua destilada hasta la marca del aforo. Tape la fiola y homogenice la solución invirtiendo varias veces la fiola. Guarde la solución de NaOH preparada en un frasco etiquetado.
(C)Preparar 100 ml de solución 0.1 normal de KMn , que será utilizado en medio ácido. KMn + 5 electrones
Calcule la cantidad en gramos de permanganato de potasio, KMn, necesario para preparar 100 ml de una solución 0.1N, que se utilizará en medio ácido, reduciéndose el permanganato a ion manganeso : Peso eq. –g del permanganato seria 1/5 de su peso mol-g y seria: 1/5 x 158 = 31.6 g/eq. Entonces, el peso del permanganato se calcularía de la siguiente forma:
g soluto = N×V, litros x PEG soluto. Pese la cantidad calculada de permanganato de potasio y prepare la solución siguiendo las instrucciones del experimento anterior.
(D)Preparar 100ml de solución de S 0.5 Molar a partir del ácido concentrado. Calcule primero le molaridad del ácido concentrado basándose en la información que se da:
Concentración: Densidad:
98% en peso 1.82 g/ml
Para transformar las unidades de concentración del tanto por ciento en peso a molaridad, debemos proponer algún volumen de la solución (1ml, 10ml, 100ml, 1000ml, etc.). Para comodidad en el manejo de los cálculos matemáticos, suponemos 1litro ó 1000ml de la solución concentrada. La molaridad se calcula según la siguiente ecuación:
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M =
=
El peso del soluto se calcula de la ecuación del tanto por ciento en peso:
W soluto =
x Wsoluc. =
(Vsoluc. x d soluc.)
Colocando esta expresión a la anterior, colocando los valores y reacomodándola, tendremos:
M=
= 18 mol/litro1litro 100%
Calcule el volumen del ácido concentrado que se necesita para preparar 100ml d la solución 0.5M: x = x =
=
= 2.7ml
Mida con la pipeta el volumen calculado del ácido concentrado y colóquelo en una fiola de 100ml. Utilizando una pisceta agregue agua destilada hasta la marca del aforo. Tape la fiola y homogenice la solución.
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4. Cálculos y resultados. Ejemplo 1.
200ml
Lu o de la disolución O
= 200g = 50g
+
%W = x 100 = 20%
= 250g
INTERPRETACIÓN: En la solución formada hay 20g de azúcar por cada 100g de solución.
Ejemplo 2. Una muestra de agua de pozo (500ml) tiene una concentración de 400 ppm de iones d calcio ( ). Se pide: a. Interpretar la concentración de 400 ppm. b. Calcular el peso en miligramos de iones en dicha muestra. Datos: sto = ; ; ppm = 400mg/L a. a.- Interpretación: En un litro de agua de pozo hay 400mg de iones de calcio. b. - = ppm x (L) = 400 x 0.5 = 200mg
Ejemplo 3. Se disuelven 49g de ácido sulfúrico en agua, hasta formar 200ml de solución. Calcule la molaridad de la solución. PA (UMA): H=1; O=16; S=32. M=
= ̅
M = = 2.5 mol/L 200ml
Sto: W = 49g
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̅ = 98g/mol; = 0.2 L
Se lee: solución de 2.5 molar. Interpretación: la solución formada contiene 2.5mol-g o 2.5 moles de por cada litro. Ejemplo 4. En una solución acuosa de alcohol metílico ), la fracción molar de este es 0.2. ¿Cuál es la molalidad de la solución? Resolución: si no se conoce la cantidad de solución, se asume una cierta cantidad puesto que la solución es una mezcla homogénea y su concentración no depende de la cantidad de esta. Asumamos = 10moles
sto = : = 0.2 ste = : = 0.8 =
x
= 0.2 x 10 = 2moles y = 8moles
Pero
= ̅
m=
= 8 x 18 = 144g
=
= 13.88mol/Kg.
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5. CONCLUSIONES
Se alcanzó los objetivos planteados, utilizando indicadores de pH en la titulación por neutralización acido-base.
Se pudo determinar la concentración de las soluciones del problema, pero con ligeras variantes, también se identificaron los posibles errores que pudieron afectar la concentración en la preparación de las mismas.
La disolución de líquido en líquido, caso de ser solubles en todas proporciones, únicamente requiere precauciones en casos especiales. Se presenta, al tratar de disolver ácido sulfúrico enagua:añadir á éste sobre el agua, muy poco a poco, y agitando para evitarelevaciones excesivas de temperatura
6. RECOMENDACIONES
Lo primero a tener en cuenta es que hemos preparado una disolución añadiendo disolvente (normalmente, agua) a un sólido o a una disolución ya preparada: por lo tanto, el número de moles de soluto no va a variar . Sólo hay que comparar el número de moles ANTES de añadir disolvente y el número de moles DESPUES de añadir disolvente, e igualar. Lo que cambia dependiendo de si inicialmente tenemos un sólido o un líquido es cómo se calcula el número de moles iniciales.
Cuando tenemos un sólido, para tomar determinada cantidad habrá que pesarlo. Sin embargo, la masa que marque la balanza no tiene por qué ser de soluto: éste normalmente estará impurificado, y tendrá un cierto valor de riqueza (más puro cuanto más se acerque al 100%), por lo que aplicando dicho porcentaje a la masa pesada, obtendremos la masa de soluto. Dividiendo entre la masa molecular, obtendremos los moles de soluto
"nunca verter el agua sobre el sulfúrico".La disolución de gas en líquido se logra haciendo borbotear el gas en el seno del líquido,enfriando para favorecer la solubilidad.Como instrumento se emplean los frascos lavadores degases “.
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3.5 EXPERIMENTO Nº5 ACIDO - BASE INTRODUCCION: La naturaleza de las sustancias es una de los temas más estudiados por la química, ya que de acuerdo a ésta, están determinados los tipos de reacciones que se presentan de acuerdo a los reactivos en un proceso. La titulación es un método para determinar la cantidad de una sustancia presente en solución. Una solución de concentración conocida, llamada solución valorada, se agrega con una bureta a la solución que se analiza. En el caso ideal, la adición se detiene cuando se ha agregado la cantidad de reactivo determinada en función de un cambio de coloración en el caso de utilizar un indicador interno, y especificada por la siguiente ecuación de la titulación. N A V A = NB VB A este punto se le llama punto de equivalencia (Umland, 2000, p.139). En términos generales la reacción entre cantidades equivalentes de ácidos y bases se llama neutralización o reacción de neutralización, la característica de una reacción de neutralización es siempre la combinación de hidrogeniones que proceden del ácido, con hidroxiliones procedentes de la base para dar moléculas de agua sin disociar, con liberación de energía calorífica como calor de neutralización y formación de una sal. En una expresión como la siguiente expresión: Ácido + Base → Sal + Agua Un caso particular sería la reacción entre un ácido fuerte (HNO3) y una base débil (Na2CO3). 2HNO3 + Na2CO3 → 2 NaNO3 + CO2↑ + H2O Así pues, la titulación es un proceso en el cual la solución estándar (del patrón primario) se combina con una solución de concentración desconocida para determinar dicha concentración, la curva de titulación es la gráfica que indica como el pH de la solución cambia durante el transcurso de la misma (el pH se gráfica contra el volumen de base o ácido agregado).
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Entonces podría entenderse como final de la titulación al momento en que el pH llegase a 7, sin embargo, esto está en función de la “fuerza” del ácido o la base que se están titulando. Así cuando la neutralización se produce entre un ácido fuerte y una base fuerte. El pH en el punto de equivalencia es 7 ya que todos los iones han sido neutralizados. Por otra parte, cuando la reacción ocurre entre una base fuerte y un ácido débil, el anión del ácido sufre una hidrólisis, por lo que el pH al que ocurre la neutralización es mayor que 7. Y en la situación contraria, entre ácido fuerte y una base débil, el catión de la base sufre una hidrólisis produciéndose iones hidrónio, por lo que el pH es menor que 7 . Para determinar éste punto (de equivalencia), podemos utilizar la curva de titulación potenciométrica de la reacción ácido-básica cuya gráfica resulta del pH del sistema contra volumen de ácido o de base agregados en la titulación (Umland, 2000, p.602). En las titulaciones se pueden utilizar indicadores internos. Los indicadores son compuestos orgánicos de estructura compleja que cambian de color en solución a medida que cambia el pH. A continuación se describen algunos de ellos. INDICADOR Azul de timol Anaranjado de metilo Verde de bromocresol Rojo de metilo Papel de tornasol Azul de bromotimol Azul de timol Fenolftaleína Amarillo de alizarina
COLOR ÁCIDO Rojo Rojo Amarillo Rojo Rojo Amarillo Amarillo Incoloro Amarillo
RANGO DE pH DEL CAMBIO DE COLOR 1.2 – 2.8 3.1 – 4.5 3.8 – 5.5 4.2 – 6.3 5.0 – 8.0 6.0 – 7.6 8.0 – 9.6 8.3 – 10.0 10.0 – 12.1
COLOR ALCALINO Amarillo Amarillo Azul Amarillo Azul Azul Azul Rojo Alhucema
En este tipo de titulaciones (con indicador interno) no se requiere de ningún gráfico para determinar el punto de equivalencia, solo se requiere observar el cambio de coloración de la solución para concluir el final de la reacción y hacer las mediciones correspondientes.
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OBJETIVO El objetivo principal que se pretende lograr en éste experimento es que el alumno determine la concentración de una sustancia mediante un proceso químico (valoración de un ácido fuerte con un patrón primario) por ejemplo: HCl (ac) + Na2CO3(ac) → NaCl (ac) + CO2(g) + H2O(l) aplicando la técnica de titulación así como determinar la exactitud y precisión de la titulación. Para ello se introducirá al alumno en el manejo de los conceptos de ácidos y bases, concentración, peso equivalente, titulación potenciométrica, determinación del punto de equivalencia por el método de la primera y segunda derivada, etc., determinando para ello los valores del pH vs. volumen de reactivo utilizado, y posteriormente graficándolos para posteriormente determinar el punto de equivalencia y por ende la concentración de la sustancia.
JUSTIFICACIÓN Este proyecto experimental tiene como finalidad que el alumno aplique los conocimientos adquiridos en Química, en lo referente a los conceptos de ácidos y bases, concentración, peso equivalente y titulación potenciométrica. De la asignatura de Matemáticas en lo referente a la determinación del punto de equivalencia por el método de la primera y segunda derivada, etc. Así mismo de la aplicación del paquete Excel de Microsoft a una serie de valores reales obtenidos experimentalmente por ellos mismos, programando y aplicándoles el concepto de primera y segunda derivadas para determinar el punto de equivalencia de la reacción Ácido - Base y que constituye el sistema real empleado para tal fin.
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IMÁGENES DEL EXPERIMENTO
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7. BIBLIOGRAFÍA
Editores LUMBRERAS (2010): Química, análisis de principios y aplicaciones.
http://www.buenastareas.com/materias/informe-de-laboratoriosoluciones-quimicas/20
http://trabajosdejoaquin.blogspot.com/2009/05/informe-de-laboratoriosoluciones.html
http://industrial.umsa.edu.bo/ingcoronel/Unidad%204.pdf
http://deymerg.files.wordpress.com/2011/03/informe-de-laboratorio12_soluciones1.pdf
http://ciencia-basica-experimental.net/titulacion.htm
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