Pract1 Preparacion y uso de disoluciones patron acido base

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INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
Unidad Profesional Interdisciplinaria de Biotecnología
Laboratorio de métodos cuantitativos aplicados
Práctica 1:
Preparación y uso de disoluciones patrón ácido base
Equipo 4:
Colin Gordillo Delmi Damaris 
Domínguez Ortiz Mariana 
González González Karla 
Docentes:
Leticia Aguilar Doroteo
Santiago Quintana José Martin
Grupo : 2AM1
Fecha de entrega: 31/Agosto/2022
Objetivos
● El alumno preparará soluciones patrón ácido-base de HCl, ácido acético,
amoniaco y NaOH 0.1 N.
● El alumno realizará la estandarización de las soluciones ácido-base
preparadas anteriormente.
● El alumno practicará las diferentes formas para preparar un patrón primario a
utilizarse en la estandarización de soluciones ácido-base.
Introducción
Una disolución se define como una mezcla homogénea de dos o más sustancias.
Dependiendo de su concentración las soluciones se pueden clasificar en diluidas,
saturadas y sobresaturadas.
La estandarización de soluciones es un proceso que permite la determinación
exacta de la concentración de una solución. Las sustancias que se usan con este fin
reciben el nombre de estándares primarios.
Una solución se estandariza usando el método de la valoración volumétrica
(titulación), ya sea mediante técnicas clásicas o instrumentales (potenciometría,
colorimetría, etc.).
La estandarización no es más que la obtención de un estándar secundario que
servirá para determinaciones cuantitativas. Si se conoce su concentración, se puede
saber cuál será la del analito una vez titulado.
Cuando se requiere de una gran exactitud en la concentración de las soluciones, se
estandariza tanto la solución titulante como la solución a la que ella va a titular.
Las reacciones en las que se usa el método de la titulación incluyen:
● Reacciones ácido-base. Mediante el método de la volumetría se puede
determinar la concentración de muchos ácidos y bases.
● Las reacciones de óxido reducción. Las reacciones químicas que involucran
la oxidación son muy utilizadas en el análisis volumétrico. (1)
¿CÓMO FUNCIONAN LOS INDICADORES ÁCIDO-BASE?
Al adicionar un indicador a una muestra, generalmente una disolución, sobre la que
se desea realizar el análisis, este comienza a producir un cambio químico en el que
es apreciable, generalmente, un cambio de color en el indicador. Este cambio ocurre
porque estas sustancias sin ionizar tienen un color distinto al que tienen cuando
están ionizadas.
INDICADORES ÁCIDO-BASE
El indicador ácido-base suele ser un compuesto orgánico que es en sí un ácido débil
o una base débil, estos compuestos tienen una características que los hace
sumamente útiles y es que son compuestos cuyo color es sensible al pH, es decir,
que tienen cierta coloración al estar en una solución ácida y otra diferente al
encontrarse en una solución básica.
Entre los indicadores ácido-base más utilizados podemos encontrar fenolftaleína,
anaranjado de metilo, azul de metileno, entre otros
Uno de los indicadores más conocidos es la fenolftaleína, que es incoloro en medio
ácido y rosa en medio alcalino.
En la siguiente tabla se muestran algunos indicadores de ácidos-base, junto a los
datos de sus intervalos de viraje y el color que tienen cuando el pH es menor o
superior a dicho intervalo.
Figura 1. Intervalo de viraje de algunos de los indicadores ácido-base más utilizados. Elaboración
propia.
Características de los estándares primarios
Las sustancias utilizadas como estándares primarios deben de cumplir con una
serie de requisitos para cumplir con su función de estandarización:
● Tener una composición conocida, ya que de lo contrario no se sabrá con
exactitud cuánto debe pesar del estándar (y mucho menos calcular su
concentración posterior).
● Ser estables a temperatura ambiente y resistir las temperaturas necesarias
para su secado en la estufa, inclusive temperaturas iguales o superiores a la
temperatura de ebullición del agua.
– Tener una gran pureza. En todo caso, las impurezas no deben exceder de un 0,01
a un 0,02%. Además, las impurezas pueden determinarse (2)
Diagrama de bloques del desarrollo experimental
Normalización de la disolución de hidróxido de sodio 0.1 N
Normalización de la disolución de HCl 0.1 N
https://www.lifeder.com/ebullicion/
Normalización de la disolución de ácido acético 0.1 N
Normalización de la disolución de amoniaco (hidróxido de amonio) 0.1 N
Resultados
Memoria de cálculo
Normalidad del hidróxido de sodio (NaOH)
Fórmula (1)𝑁 =
𝑤
𝑏𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 
𝑃𝐸
𝑏𝑖𝑓𝑡𝑎𝑙𝑎𝑡𝑜 
* 𝑉
𝑁𝑎𝑜𝐻
● Convertimos los ml a L
12. 1 𝑚𝑙 * 1 𝐿1000 𝑚𝑙 = 0. 0121 𝐿
Peso del biftalato (g) Volumen gastado de
NaOH (ml) Volumen gastado deNaOH (L)
0.2437 12.1 0.0121
● Determinamos el peso equivalente del biftalato
Fórmula (2)𝑃𝐸 = 𝑃𝑀#𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
#𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 = 1 𝑒𝑞𝑚𝑜𝑙 
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 204. 22 𝑔𝑚𝑜𝑙
● Sustituimos los datos en la fórmula 2:
𝑃𝐸 =
204.22 𝑔𝑚𝑜𝑙
 1 𝑒𝑞𝑚𝑜𝑙 
= 204. 22 𝑔𝑒𝑞
● Sustituimos los datos en la fórmula 1:
𝑁 = 0.2437 𝑔 
204.22 𝑔𝑒𝑞 * 0.0121 𝐿
= 0. 0986
● Análisis dimensional
𝑁 =
𝑔
1
𝑔
𝑒𝑞 * 𝐿
= 𝑔*𝑒𝑞𝑔*𝐿 =
𝑒𝑞
𝐿
● Promedio de la normalidad
Peso del biftalato (g) Volumen gastadode NaOH (ml)
Normalidad del NaOH
(Eq/L)
0.2437 12.1 0.0986
0.2418 12.5 0.0947
Promedio 0.0967
● Calculamos la desviación estándar
Fórmula (3)σ = 1
𝑁
∑(𝑥
𝑖
−𝑋)
2
𝑁
Tenemos que:
σ = 𝐷𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟
𝑥
𝑖
= 0. 0986
𝑥
2
= 0. 0947
𝑋 = 0. 0967
𝑁 = 2
● Sustituimos en la fórmula (3)
σ = (0.0986 −0.0967)
2 + (0.0947−0.0967)2
2 = 0. 0019
● Calculamos el coeficiente de variación
Fórmula (4)% 𝐶𝑉 = σ
𝑋
* 100
● Sustituimos en la fórmula (4)
% 𝐶𝑉 = 0.00190.0967 * 100 = 2. 01 %
● Por último calculamos el % de error
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 − 𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙| |
Fórmula (5)
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 0. 1 − 0. 0967| | = 0. 0033
Fórmula (6)𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑎 
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0.00330. 01 = 0. 033
Fórmula (7)𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 𝑒𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 * 100
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 0. 033 * 100 = 3. 3%
Normalidad del ácido clorhídrico (HCl)
Fórmula (7)𝑁 =
𝑤
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
 
𝑃𝐸
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
 
* 𝑉
𝑁𝐻𝐶𝑙
● Convertimos los ml a L
8. 2 𝑚𝑙 * 1 𝐿1000 𝑚𝑙 = 0. 0082 𝐿
Peso del carbonato de
sodio (g)
Volumen gastado de
HCl (ml) Volumen gastadode HCl (L)
0.0506 8.2 0.0082
● Determinamos el peso equivalente del biftalato
#𝐸𝑞𝑢𝑖𝑣𝑎𝑙𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 = 2 𝑒𝑞𝑚𝑜𝑙 
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 = 105. 98 𝑔𝑚𝑜𝑙
● Sustituimos los datos en la fórmula 2:
𝑃𝐸 =
105.98 𝑔𝑚𝑜𝑙
 2 𝑒𝑞𝑚𝑜𝑙 
= 53 𝑔𝑒𝑞
● Sustituimos los datos en la fórmula 7:
𝑁 = 0.0506 𝑔 
53 𝑔𝑒𝑞 * 0.0082 𝐿
= 0. 1164
● Análisis dimensional
𝑁 =
𝑔
1
𝑔
𝑒𝑞 * 𝐿
= 𝑔*𝑒𝑞𝑔*𝐿 =
𝑒𝑞
𝐿
● Promedio de la normalidad
Peso del carbonato de sodio
(g)
Volumen
gastado de
HCl (ml)
Normalidad del HCl
(Eq/L)
0.0506 8.2 0.1164
0.0504 8.6 0.1106
Promedio 0.1135
● Calculamos la desviación estándar
Tenemos que:
σ = 𝐷𝑒𝑠𝑣𝑖𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟
𝑥
𝑖
= 0. 1164
𝑥
2
= 0. 1106
𝑋 = 0. 1135
𝑁 = 2
● Sustituimos en la fórmula (3)
σ = (0.1164 −0.1135)
2 + (0.1106−0.1135)2
2 = 0. 0029
● Calculamos el coeficiente de variación
● Sustituimos en la fórmula (4)
% 𝐶𝑉 = 0.00290.1135 * 100 = 2. 58 %
● Por último calculamos el % de error
Sustituimos en la fórmula 5
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 0. 1 − 0. 1135| | = 0. 0135
Sustituimos en la fórmula 6
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0.01350.1 = 0. 135
Sustituimos en la fórmula 7
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 0. 135 * 100 = 13. 50 %
Normalidad del ácido acético (𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻)
Fórmula (8)𝑁
1
=
𝑁
2
 𝑉
2
𝑉
1
● Sustituimos los datos en la fórmula 8
Normalidad
del NaOH
Volumen
gastado de
NaOH (ml)
Volumen de la
alícuotade
𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
0.0967 10 5 ml
𝑁
1
=
0.0967 𝑒𝑞𝐿 * 10 𝑚𝑙
5 𝑚𝑙 = 0. 1933 
𝑒𝑞
𝐿 
● Analisis dimensional
𝑁
1
=
 𝑒𝑞 * 𝑚𝑙𝐿
𝑚𝑙
1
= 𝑒𝑞*𝑚𝑙𝐿*𝑚𝑙 =
𝑒𝑞
𝐿 
● Promedio de la normalidad
Número de
matraz
Volumen
gastado de
NaOH (ml)
Normalidad
del 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝐻
(Eq/L)
1 10 0.1933
2 10.4 0.2011
Promedio 0.1972
● Calculamos la desviación estándar
Sustituimos en la fórmula (3)
σ = (0.1933 −0.1972)
2 + (0.2011−0.1972)2
2 = 0. 0039
● Calculamos el coeficiente de variación
Sustituimos en la fórmula (4)
% 𝐶𝑉 = 0.00390.1972 * 100 = 1. 96%
● Por último calculamos el % de error
Sustituimos en la fórmula 5
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 0. 1 − 0. 1972| | = 0. 0972
Sustituimos en la fórmula 6
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0.09720.1 = 0. 972
Sustituimos en la fórmula 7
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 0. 972 * 100 = 97. 2 %
Normalidad del hidróxido de amonio (𝑁𝐻
4
𝑂𝐻)
● Sustituimos los datos en la fórmula 8
Normalidad del HCl Volumen gastadode HCl (ml)
Volumen de la alícuota de
𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
0.1135 10.3 10 ml
𝑁
1
=
0.1135 𝑒𝑞𝐿 * 10 𝑚𝑙
10.3 𝑚𝑙 = 0. 1102 
𝑒𝑞
𝐿 
● Analisis dimensional
𝑁
1
=
 𝑒𝑞 * 𝑚𝑙𝐿
𝑚𝑙
1
= 𝑒𝑞*𝑚𝑙𝐿*𝑚𝑙 =
𝑒𝑞
𝐿 
● Promedio de la normalidad
Número de matraz
Volumen gastado de
(ml)𝑁𝐻
4
𝑂𝐻 Normalidad del (Eq/L)𝑁𝐻4𝑂𝐻
1 10.3 0.1102
2 10.2 0.1113
Promedio 0.1107
● Calculamos la desviación estándar
Sustituimos en la fórmula (3)
σ = (0.1102 −0.1107)
2 + (0.1113−0.1107)2
2 = 0. 0005
● Calculamos el coeficiente de variación
Sustituimos en la fórmula (4)
% 𝐶𝑉 = 0.00050.1107 * 100 = 0. 49 %
● Por último calculamos el % de error
Sustituimos en la fórmula (5)
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑎𝑏𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 0. 1 − 0. 1107| | = 0. 0107
Sustituimos en la fórmula 6
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑟𝑒𝑙𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 = 0.01070.1 = 0. 107
Sustituimos en la fórmula 7
𝐸𝑟𝑟𝑜𝑟 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 = 0. 107 * 100 = 10. 70 %
Análisis de resultados
Realizamos dos estandarizaciones con patrón primario la primera fue para el
hidróxido de sodio y la segunda para el ácido clorhídrico.
El NaOH es una solución alcalina que no cumple los requerimientos para ser un
indicador primario, para obtener su normalidad recurrimos a la estandarización
ácido base, con ayuda de un patrón primario en este caso se utilizó el biftalato de
potasio que es un ácido. Para poder identificar el punto de equivalencia se utilizó un
indicador base; fenolftaleína. Al hacer reaccionar las dos soluciones el protón que
libera el biftalato se liberará para formar agua y se tornara una reacción ácida.
Reacción química entre biftalato de potasio e hidróxido de sodio:
𝑁𝑎𝑂𝐻 + 4𝐶
8
𝐻
5
𝐾𝑂
4
⟶𝑁𝑎𝐾𝐶
8
𝐻
4
𝑂
4
+ 𝐻
2
𝑂
Figura 1. Mecanismo de reacción del biftalato de potasio e hidróxido de sodio
La molécula de biftalato de potasio libera un protón que va a reaccionar con el OH-
para formar agua, este ión es el correspondiente al número de equivalentes.
Realizamos dos ensayos con diferentes pesos de biftalato, este es un dato
importante porque cada ml necesita una cantidad de patrón primario para
reaccionar. El promedio de normalidad obtenido de los dos ensayos fue de 0.0967
, con un porcentaje de error de 3.33 % y un coeficiente de variación de 2.02 %𝑒𝑞𝐿
(Tabla 5), valor un poco elevado al esperado.
En la literatura no hallamos algún reporte similar donde se calculara la normalidad,
puesto que en ellos se calcula molaridad, así que decidimos centrarnos en la
relación de gramos de biftalato y ml de NaOH gastados. En una práctica de
laboratorio de la facultad de Ingeniería, de la Universidad del Atlántico, hicieron un
experimento similar. Para una solución con 1.02 g de biftalato se requirieron 44.8 ml
de NaOH (Cordero, A. Ebratt, Y. 2016). Con ayuda de una relación tenemos que
para reaccionar 0.1 g de biftalato se necesitan 4.39 ml de NaOH. En nuestro caso,
tenemos que 0.2437 g de patrón primario reaccionan con 12.1 ml de solución
valorante, es decir, que necesitamos de 4.96 ml de NaOH para que reaccione 0.1 g
de biftalato; de aquí deducimos que la cantidad de ml requeridos para llevar la
reacción a cabo, que son de entre 4 a casi 5 ml.
Para el HCl se utilizó un patrón primario alcalino y un indicador ácido. El patrón
utilizado fue el carbonato de sodio y el indicador fue anaranjado de metilo que vira
cuando el se ha convertido en (este compuesto posteriormente se separa𝐶𝑂
3
𝐻𝐶𝑂
3
para formar agua y dióxido de carbono) y se ha provocado una reacción base.
La reacción química que se lleva a cabo entre el carbonato de sodio y ácido
clorhídrico, es la siguiente:
𝑁𝑎
2
𝐶𝑂
3
+ 2𝐻𝐶𝑙 ⟶ 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻
2
𝑂 + 𝐶𝑂
2
Aquí podemos observar el número de equivalentes del patrón primario, en este caso
el carbonato de sodio, el cual es 2.
El promedio de normalidad obtenido de los dos ensayos fue de 0.1135 con una𝑒𝑞𝐿
desviación de datos de 2.58 % (Tabla 6), porcentaje excedido del permitido, con ello
podíamos esperar un porcentaje de error un tanto elevado, el cual resultó ser de
13.50 %. Particularmente creemos que este error resultó de la disminución del
volumen de agua durante la preparación de la solución patrón.
Como ya conocíamos la normalidad del hidróxido de sodio y del ácido clorhídrico,
logramos utilizar esas soluciones como patrón, en una valoración de patrones
secundarios para conocer la normalidad del ácido acético y del hidróxido de amonio.
Para el primero utilizamos como indicador fenolftaleína, ya que se trataba de una
reacción base entre un ácido débil y un alcalino fuerte. La reacción dada fue:
𝐶𝐻
3
𝑂𝑂𝐻 + 𝑁𝑎𝑂𝐻 → 𝐶𝐻
3
𝐶𝑂𝑂𝑁𝑎 + 𝐻
2
𝑂
Puesto que la reacción es mol a mol, en el punto de equivalencia se cumplirá que:
𝑛° 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑐𝑖𝑑𝑜 = 𝑛° 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑏𝑎𝑠𝑒 
o bien 𝑁
á𝑐𝑖𝑑𝑜
 𝑉
á𝑐𝑖𝑑𝑜
= 𝑁
𝑏𝑎𝑠𝑒
 𝑉
𝑏𝑎𝑠𝑒
Obtuvimos una normalidad promedio de 0.1972 , desde aquí observamos que es𝑒𝑞𝐿
de casi 2 , lo que atribuimos al cambio de volumen de 10 a 5 ml en la preparación𝑒𝑞𝐿
del patrón. La desviación de las dos normalidades calculadas fue de 1.96 %,
(medida aceptada ya que no debía exceder del 2%) y el porcentaje de error fue de
97.21 % (Tabla 7), demasiado alto debido a la concentración experimental
calculada.
Por último para hallar la normalidad del , sucede una relación similar que con𝑁𝐻
4
𝑂𝐻
el ácido acético. Se tiene la siguiente reacción de neutralización 1 a 1:
𝑁𝐻
4
𝑂𝐻 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑁𝐻
4
𝐶𝑙 + 𝐻
2
𝑂
El punto de equivalencia el pH se torna ácido, ya que, esta reacción se conforma
por un ácido fuerte y una base débil. El libera un para la formación de𝑁𝐻
4
𝑂𝐻 𝑂𝐻 
agua y una sal. El promedio de normalidad calculado fue de 0.1107 , con una𝑒𝑞𝐿
desviación de 0.49 % y un porcentaje de error de 10.74 % (Tabla 8), ambos un tanto
aceptados.
Los porcentajes de error pueden deberse a la diferencia de masas de los patrones
primarios, a la pérdida o aumento de volumen de las soluciones valoradas o
posiblemente a la mala práctica de los procesos de titulación.
Utilizamos dos indicadores acido-base ya que son compuestos que cambian de
color cuando se protonan o desprotonan, este cambio surge en un rango de Ph
especifico, para los copuestos acido utilizamos un indicador base el cual es la
Fenolfaleina, para los compuestos base utilizamos un indicador acido el cual es
anaranjado de metilo.
Se utilizaron diferentes compuestos en laboratorio para las valoraciones anteriores,
se debe a que los valores cercanos de PH, el valor del indicador debe diferenciarse
claramente.
Una característica de los indicadores es que la forma ácida y la forma básica, tienen
colores diferentes, los más comunes son el amarillo para ácidos y el azul para bases
(alcaloides).
Conclusiones
De acuerdo con los objetivos planteados comprendimos la preparación de
soluciones valorar, patrón ácido-base, de ácido acético, amoniaco, HCl y NaOH.
En la práctica para la preparación de las disoluciones, en el experimento de la
disolución de hidróxidode sodio 0.1 N, hubo una pequeña variación entre el valor
solicitado y el valor pesado de biftalato de potasio por un error aleatorio.
La práctica solicitaba aproximadamente 0.2040 g de biftalato de potasio y se pesó
alrededor de 0.2437 g, lo cual nos dio como resultado una Normalidad promedio de
0.0967 NaOH.
Para la estandarización ocupamos el método de un indicador químico, en este caso
para las soluciones ácidas ocupamos un indicador base lo cual es la fenolftaleína y
para las soluciones base ocupamos un indicador ácido el cual es el anaranjado de
metilo.
https://www.monografias.com/trabajos14/nuevmicro/nuevmicro
https://www.monografias.com/trabajos15/proteinas/proteinas
https://www.monografias.com/trabajos14/nuevmicro/nuevmicro
Para tener mejores resultados hay que ser mucho más meticulosos al momento de
pesar y hacer la titulación, que al momento que cambie de color que no sea un color
muy fuerte.
Referencias bibliográficas
● Equipo editorial. (2022, 18 julio). Estandarización de soluciones. Lifeder.
Recuperado 30 de agosto de 2022, de
https://www.lifeder.com/estandarizacion-de-soluciones/ (1)
● Ensayos quimica. (s. f.). “preparacion y uso de disoluciones patron oxidoreductoras” -
laboratorio de métodos cuantitativos - Ensayos. Métodos de preparación. Recuperado 30 de
(2) agosto de 2022, de
https://www.ensayostube.com/educacion/quimica/PREPARACION-Y-USO-DE-DISOLUCIO65.p
p
● Cordero, A. Ebratt, Y. (2016). PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE
NaOH Y ESTANDARIZACIÓN CON FTALATO ÁCIDO DE POTASIO.(pdf).
● Jimeno, S. Conde, F. (2002). Química analítica cualitativa. Editorial Paraninfo.
● Avilés, A. (2000). Valoraciones ácidos y bases. Disponible en:
https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes2Qui/Valoraciones.pdf. Consultado el 29
de agosto del 2021.
https://www.lifeder.com/estandarizacion-de-soluciones/
https://www.ensayostube.com/educacion/quimica/PREPARACION-Y-USO-DE-DISOLUCIO65.pp
https://www.ensayostube.com/educacion/quimica/PREPARACION-Y-USO-DE-DISOLUCIO65.pp
https://fisquiweb.es/Apuntes/Apuntes2Qui/Valoraciones.pdf