Saberes BLOQUE. » Conocimientos. Comprende la utilidad de los sistemas dispersos

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1 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos BLOQUE 3 Saberes» Conocimientos Conceptualiza: elemento, compuesto, mezclas homogéneas y heterogéneas. Enuncia las características distintivas de elementos, compuestos y mezclas. Clasifica las características de los sistemas dispersos que están presentes en su entorno. Define mezclas homogéneas y heterogéneas. Identifica a las sustancias puras y mezclas de dos o más sustancias que forman a la materia Describe los métodos de separación de las mezclas. Describe los conceptos de disolución, coloide y suspensión, con base en el tamaño de partícula de la fase dispersa y dispersora. Reconoce las diferencias entre disolución, coloide y suspensión. Define concentración molar, porcentual y partes por millón de una disolución acuosa. Identifica las soluciones ácidas y básicas, considerando la concentración de iones de hidrógeno presentes.

2 de los sistemas dispersos (disoluciones, coloides y suspensiones), calcula la concentración de las disoluciones y comprende la utilidad de los sistemas dispersos en los sistemas biológicos y en su entorno. UNIDAD DE COMPETENCIA» Identifica las características distintivas» SUGERENCIA DE EVIDENCIAS DE APRENDIZAJE Cuadro comparativo. Diagrama de llaves: en el que clasifica las características de los elementos, compuestos, las mezclas homogéneas y heterogéneas, así como ejemplos de estas. Mapas, redes conceptuales, cuadros sinópticos, diagramas simples. Examen escrito. Reporte de la actividad experimental Exposición oral y trabajo científico de investigación por escrito. Mapa conceptual. Redes conceptuales o mapa mental, relacionando los distintos conceptos. Reporte de la actividad experimental. Examen escrito. Combinar con laminas y fotos, relacionando lo observado. Ensayo sobre riesgos en el manejo de soluciones acuosas.» Habilidades» Actitudes y valores Analiza las propiedades de los elementos, los compuestos y las mezclas para diferenciarlos. Ejemplifica usando situaciones de la vida cotidiana: elemento, compuesto, mezclas homogéneas y mezclas heterogéneas. Integra las características y funcionamiento de los sistemas dispersos en su contexto. Emplea los métodos de separación de mezclas, tanto a través de actividades experimentales como en situaciones diarias. Propone hipótesis para separar los constituyentes de una determinada mezcla, aplicando los pasos del método científico. Clasifica las soluciones de acuerdo a la concentración de soluto: diluidas, concentradas, saturadas y sobresaturadas. Determina la concentración de soluciones, relacionando el soluto con el disolvente: M, %, ppm. Determina las características de los ácidos (iones hidronio) y bases (iones hidroxilo) fuertes y débiles, en su vida diaria. Colabora en el trabajo grupal haciendo aportaciones relacionadas con las características de elementos, compuestos o mezclas. Reflexiona sobre la utilidad de conocer las características de los sistemas dispersos. Asume la importancia de los sistemas dispersos que se encuentran presentes en su entorno. Respeta los pasos de los métodos para la separación de mezclas de acuerdo a sus características. Es cuidadoso en el desarrollo del trabajo experimental. Participa en acciones que promuevan el cuidado de su salud y del medio ambiente, aplicando sus conocimientos de la concentración de soluciones y de ph.

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4 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos INTRODUCCIÓN En el curso de Química I aprendiste que la materia es todo lo que nos rodea, tiene masa, ocupa un lugar en el espacio y está constituida por diferentes sustancias químicas con propiedades particulares y proporciones variadas; éstas también pueden presentarse en dos formas diferentes: en sustancias puras y en mezclas. La materia incluye lo que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los arboles) y lo que no podemos ver ni tocar (como el aire), es decir, todo el universo existe en una conexión química. Debido a lo anterior, los químicos reconocen varios subtipos de materia con base en su composición y propiedades, los cuales incluyen sustancias, mezclas, elementos y compuestos, además de los átomos, que se expusieron en el curso de Química I. Las sustancias son una forma de materia que tiene composición constante y propiedades características, por ejemplo el agua, el azúcar (sacarosa), el oro y el oxígeno; y difieren entre si por su composición y se pueden identificar según su aspecto y otras propiedades. Se clasifican en elementos, que se definen como aquellas sustancias puras que no se descomponen en otras sencillas, y compuestos, que son todas las sustancias puras que se forman por la unión de dos o más elementos y se descomponen por medios químicos. Como podrás observar las sustancias rara vez se presentan en forma pura en la naturaleza, casi siempre aparecen mezcladas (combinadas físicamente). Por ejemplo, el aire es una mezcla de gases y el agua de mar es una solución de diversas sales en agua; es decir, las soluciones también son mezclas, por esta razón debes estudiarlas. MEZCLAS HOMOGÉNEAS Y HETEREOGÉNEAS Recuerda que? Los gases, líquidos y sólidos de los cuales está compuesto el mundo que te rodea son mezclas de dos o más sustancias de forma física, pero no químicamente; pueden separarse por medios físicos convencionales como la filtración, destilación, decantación, sublimación, cristalización, etcétera. Una mezcla es la unión de dos o más sustancias diferentes, cada una de las cuales conserva sus propiedades al unirse. 73

5 B3 Por tanto, cuando dos o más sustancias se mezclan de forma química, el resultado es un compuesto, es decir, se obtiene una nueva sustancia con características diferentes a las que lo formaron, por lo que su separación tendrá que ser mediante procesos químicos. En cambio, las mezclas se pueden separar por procesos físicos; también pueden encontrarse en diferente proporción, es decir, su composición es variable, ya sea de manera homogénea o heterogénea. El primer caso se presenta cuando no puedes percibir los componentes de una mezcla y su composición es uniforme, como en el caso de la mayonesa, el vino y la gasolina; en el segundo, los componentes de la mezcla no están distribuidos de manera uniforme y los puedes identificar fácilmente, como el agua con aceite, agua con arena y las mermeladas. Métodos de separación de mezclas El soluto o fase dispersa y el disolvente o fase dispersante se pueden encontrar en los tres estados de agregación de la materia (gas, líquido y sólido). Lo anterior permite deducir que en las mezclas, al estar formadas por dos o más componentes, por lo general uno de ellos se encuentra en menor cantidad respecto al otro. Esto se puede ilustrar cuando a un litro de agua le agregas azúcar, qué ocurre?, qué se dispersa? En los denominados sistemas dispersos, la fase dispersa determina su comportamiento y su clasificación. Para separar una mezcla es importante considerar el estado de agregación de sus componentes, llámense sólido, líquido o gaseoso. Recordemos los diferentes métodos de separación físicos: La filtración consiste en separar una mezcla sea sólido-líquido o sólido-gas a través de un filtro (malla, papel filtro, fieltro, etc.). Una vez que ésta logra pasar, el sólido en suspensión queda retenido en el filtro. Algunos ejemplos serían una cafetera, los coladores que utilizamos para separar la nata de la leche o el filtro de aire de los motores de los autos, entre otros. En cuanto a la destilación, es usada al separar mezclas de dos o más líquidos miscibles entre sí, que tienen diferente punto de ebullición. Para tal efecto, se necesita calentar la mezcla; una vez que el líquido de menor punto de ebullición se evapora, éste se condensa por enfriamiento: Un ejemplo de ello lo tendríamos con el alcohol en agua. 74

6 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Por otra parte la, decantación se utiliza para separar un sólido insoluble de un líquido. Un caso se presenta cuando existe una mezcla de agua y arena y se deja reposar por un tiempo sabes lo qué ocurre? También se utiliza para separar dos líquidos, uno de los cuales es inmiscible, de tal manera que se forman fases distintas, basándose en la diferencia de sus densidades. Para este efecto se utilizan embudos de separación, conocidos como peras de decantación; un ejemplo sería el aceite y el agua. Inmiscible que no se mezclan entre sí. Ahora bien, si se desea separar un sólido disuelto en un líquido, lo recomendable es utilizar el método de evaporación, que consiste en calentar la mezcla hasta que el líquido pase a un estado de vapor. Recuerdas el ciclo del agua? La cristalización es otro método que permite separar el componente disuelto en un solvente líquido; mediante la lenta evaporación de éste al enfriarse, se obtienen cristales, cuya forma y tamaño dependerán de la temperatura y agitación aplicadas. Un ejemplo sería el proceso que utilizan los ingenios azucareros para separar la melaza y obtener el azúcar. Referente a la centrifugación, es recomendable para la separación de un sólido insoluble de un líquido, en el cual el primero tiene un tamaño pequeño que lo hace suspenderse en el líquido; en otras palabras, es someter la mezcla a la acción de la fuerza centrífuga, misma que origina la sedimentación del sólido para su posterior separación mediante decantación. Una situación ilustrativa serían las pruebas de laboratorio en que separan los eritrocitos del plasma para realizar estudios; o bien, cuando se descrema la leche. Si se tratara de separar mezclas cuyos componentes son todos sólidos y uno ellos se caracteriza por ser sublimable, lo más conveniente es recurrir al método de la sublimación, que consiste en calentar el sólido sublimable a fin de que pase a gas, para posteriormente enfriarlo y retornar a su estado sólido. Un ejemplo lo tenemos con la arena y el yodo. 75

7 B3 Imagina ahora que tenemos dos sólidos con diferentes diámetros y necesitamos separarlos. El único método para hacerlo sería el tamizado, que alude a una malla con un diámetro determinado por donde se hace pasar la mezcla, de tal forma que sólo uno de los componentes lo logran. Un ejemplo lo encontramos en la elaboración de fármacos. Si te pidieran separar dos sólidos, uno de cuyos sus componentes de la mezcla tiene una propiedad magnética, estarías empleando el método de imantación. Si se te presentaran sólidos disueltos en un líquido o líquidos miscibles entre sí, como pudiera ser el caso de extractos de pigmentos vegetales, utilizarías la cromatografía. En este tipo de método se utiliza material poroso, conocido como fase estacionaria, mismo que es arrastrado por la acción de un disolvente o fase móvil formando bandas de colores; generalmente se utiliza en papel, placas de columna y en aparatos más sofisticados. Disoluciones o soluciones En nuestro planeta la vida se generó en el mar. La química de las células se desarrolla en medios acuosos, por lo que para comprender la química de los seres vivos es necesario entender primero la química de las sustancias que se disuelven o no en agua, teniendo en cuenta que esta sustancia forma parte de todo lo que constituye la naturaleza. Las disoluciones o soluciones son muy importantes en todos los procesos vitales y en las áreas científicas. El propio cuerpo humano está constituido por ellas; cuando éstas presentan variaciones en su composición, provocan enfermedades, pero qué es una solución o disolución?, y cómo está constituida? Una solución o disolución es una mezcla homogénea constituida por el soluto o fase dispersa, que se encuentra en menor cantidad y se disuelve en el disolvente o fase dispersante, que está en mayor cantidad y cuyo estado físico se conserva. 76

8 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Tanto el soluto como el disolvente se llaman componentes de una disolución o solución. Una disolución es la mezcla homogénea de dos o más sustancias que se encuentran en proporción variable. Uno de los casos más comunes es el agua, el disolvente o solvente más familiar por sus características; y que conserva su estado físico cuando se mezcla, por ejemplo con azúcar o sacarosa (C 12 H 22 O 11 ), sal de mesa (NaCl), alcohol etílico o etanol (CH 3 CH 2 OH). Ahora bien, la concentración se presenta porque existe variabilidad en las proporciones de una solución, y ésta se define como la relación que existe entre la cantidad de soluto disuelto en una cantidad definida de solvente. Por tanto, la solubilidad es: La capacidad de dispersión de una sustancia en otra. Si en una solución el soluto puro y el soluto disuelto están en equilibrio dinámico a una temperatura dada, se presentan de forma simultánea. Esto significa que algunas moléculas o iones de soluto están pasando a la solución, mientras que otras se están separando de las moléculas del disolvente y están regresando a la fase de soluto puro. Es importante señalar que la solubilidad se da en sustancias del mismo tipo, es decir, lo semejante disuelve a lo semejante Características de las disoluciones Cuando la cantidad de soluto es igual a su solubilidad, decimos que la solución es saturada. En cambio, si la concentración de soluto es menor que su solubilidad, recibe el nombre de solución insaturada o no saturada. Es importante mencionar que algunas soluciones contienen más soluto que el indicado por la concentración de equilibrio (como es el caso de la miel de abeja y las salmueras), depositándose el soluto en el fondo del recipiente; a este tipo de soluciones se les denomina sobresaturadas. Actividad De las siguientes soluciones insaturadas, Cuál sustancia es el disolvente? a) 300 g de aceites en 4.8 l de gasolina. b) Dióxido de carbono en agua en una botella de refresco. 77

9 B3 c) 70 ml de alcohol isopropílico en 30 ml de agua (alcohol para frotar). d) 5% de Ni y 75% de Cu (para acuñar monedas). Como podrás observar, existen diferentes tipos de disoluciones cuyo estado de agregación está en correspondencia con el solvente, tal como se muestra a continuación: Tipo de disolución Soluto Disolvente Solución Ejemplo Gas Gas Gas Aire ( O 2, N 2, y otros gases) Gaseosa Líquido Gas Gas Desodorantes en aerosol Sólido Gas Gas Pinturas en aerosol Gas Líquido Líquido Refrescos (CO 2 en H 2 O) Líquida Líquido Líquido Líquido Vino Sólido Líquido Líquido Azúcar en agua Líquido Sólido Sólido Amalgama dental Sólida Sólido Sólido Sólido Oro de 1 kilate (Ag en Au) Tabla 3.1 Tipos de mezcla. Gas Sólido Sólido Extintores (espuma apaga fuegos) Actividad a) Elabora una lista de diez sustancias solubles e insolubles en agua que conozcas. b) Trabaja en pequeños grupos comparando las diferentes listas. c) De manera grupal, elabora una lista que combine todas las sustancias solubles y otra con todas las insolubles. d) Elaboren un cuadro en el que se muestre el soluto. e) Sacar conclusiones acerca de la solubilidad. 78 En química, una regla general es que lo polar disuelve a lo polar y lo apolar disuelve a lo apolar.

10 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Ósmosis Las disoluciones tienen como característica que al separarse por medios físicos, conservan sus propiedades, pero cuando forman parte de la solución, las propiedades de las sustancias producen un efecto colectivo en las partículas del solvente sobre la solución, mismas que se identifican como: 1. Reducción de la presión de vapor. 2. Elevación del punto de ebullición. 3. Disminución del punto de congelación. 4. Ósmosis. Al colocar un filtro de papel y agregarle café, jugo o vino tinto, estas soluciones pasan a través del papel, no así las partículas sólidas como los granos del café y el bagazo del jugo. Se dice entonces que el filtro es permeable al agua, a otros disolventes y a las soluciones, más no a las partículas sólidas. Existen ciertos materiales que son impermeables por ejemplo, las paredes metálicas de una lata de aluminio, las paredes de plástico o el vidrio de las botellas, que no pueden ser atravesadas por el agua y algunas soluciones. Algunas preguntas que podríamos hacernos son: existen materiales con propiedades intermedias a las señaladas?, permiten el paso del disolvente, pero retienen al soluto?, son algunos materiales permeables a unos solutos, pero a otros no? La respuesta es si! Muchas membranas naturales son semipermeables, por ejemplo, las membranas celulares, el revestimiento del sistema digestivo y las paredes de los vasos sanguíneos, pues permiten que ciertas sustancias pasen libremente, pero retienen a otras. Si la membrana semipermeable permite únicamente el paso del disolvente, a este proceso se le conoce con el nombre de ósmosis en cambio, si ésta permite el paso selectivo de algunos iones y moléculas junto al disolvente, reteniendo las moléculas grandes y las partículas coloidales, el proceso se denomina diálisis; por tanto, la membrana en este caso se denomina membrana dializante. Durante el proceso de ósmosis, existe un flujo espontáneo de disolvente a través de la membrana en una dirección, desde la zona de menor concentración hacia la zona de mayor concentración. Por ejemplo, si tenemos dos soluciones de azúcar al 3% y 15%, separadas por una membrana, la solución del 3%, menos diluida, pasará a través de la membrana para diluir a la de mayor concentración, que es la del 15%. 79

11 B3 El paso del disolvente hacia la zona de mayor concentración hace que el volumen aumente en ese lado de la membrana, incrementando, al mismo tiempo, la presión ejercida por el líquido y dificultando así el paso de disolvente, llegando a un punto en el cual ya no puede pasar más disolvente, lo cual origina que las velocidades de difusión en un sentido y otro, a través de la membrana, sean iguales. A la cantidad de presión que se requiere para detener el flujo de disolvente, de la solución diluida hacia la solución más concentrada, se le llama presión osmótica; es decir, la magnitud de la presión osmótica depende de la concentración de todas las partículas disueltas en la solución. Actividad Investigar el funcionamiento de un riñón humano y su relación con este tema de estudio. Qué conclusiones obtienen? Disoluciones isotónicas, hipotónicas e hipertónicas Una solución isotónica muestra la misma presión osmótica en ambos lados de la membrana; es decir, tienen la misma concentración de soluto en el fluido que las rodea. Un ejemplo lo tenemos cuando se reemplazan los líquidos corporales por vía intravenosa, caso en que es importante que el fluido sea isotónico para que exista equilibrio. Continuando con el ejemplo, si la solución es hipotónica, la presión osmótica es menor que en las células sanguíneas, esto es, la concentración de soluto dentro de la célula es menor que la del fluido extracelular, haciendo que el líquido entre en la célula y ésta aumente de volumen, lo cual provoca su destrucción. A este proceso se le conoce como hemólisis. En una solución hipertónica, la presión osmótica es mayor que la de la célula, haciendo que ésta pierda agua y se retraiga; a este proceso se le denomina crenación. Por citar un caso, los sueros que se aplican en los hospitales contiene NaCl al 0.9% llamada solución salina fisiológica, y la solución de glucosa al 5% son isotónicas con el fluido interior de los glóbulos rojos de la sangre; de otro modo, las células se afectarían por la diferencia de concentración. 80

12 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos El nombre de coloide proviene de la raíz griega kolas, que significa que puede pegarse. Este nombre hace referencia a una de las principales propiedades de los coloides: su tendencia espontánea es agregarse o formar coágulos. Características de los coloides Entre los extremos de las suspensiones y las soluciones existe un grupo de mezclas denominadas dispersiones coloidales o coloides, los cuales se definen no en función de la clase de materia que contienen, sino por el tamaño de las partículas que los forman. Las partículas de las soluciones verdaderas tienen diámetros del orden de 0.1 a 1.0 nanómetros (1 nm = 10-9 m). Las suspensiones contienen partículas de 100 nm de diámetro o más. En los coloides, las partículas no se sedimentan y a nivel microscópico son heterogéneas; ejemplo: el polvo fino, las partículas de humo en el aire, el almidón de maíz disperso en agua, la leche, pinturas, sangre, gel de hidróxido de aluminio, entre otros. Propiedad Solución Coloide Suspensión Tamaño de la partícula nm nm >100nm Se asienta al reposar? No No Sí Se filtra con papel? No No Sí Se separa por diálisis? No Sí Sí Homogéneo? Sí Incierto No Tabla 3.2 Propiedades de las soluciones, coloides y suspensiones. 81

13 B3 Existen distintos tipos de coloides, en función del estado físico de la fase dispersa y la dispersora. Veamos algunos ejemplos: Tipo de coloide Medio dispersante Sustancia dispersa Fase del coloide Ejemplo Aerosol Gas Líquido Gas Niebla y fijadores de cabello Aerosol Gas Sólido Gas Humo Espuma Líquido Gas Líquido Crema batida Espuma sólida Sólido Gas Sólido Malvavisco Emulsión Líquido Líquido Líquido Leche y mayonesa Tabla 3.3 Tipos de coloides. Ten cuidado cuando utilices la palabra adsorción por absorción, ya que son distintas, en el caso de la adsorción se refiere a la adherencia sobre la superficie, (por ejemplo el carbón que contienen las máscaras antigases); en contraposición, la absorción que atrae un cuerpo y lo retiene entre sus moléculas, ya sea en estado líquido o gaseoso (esponja). Emulsión sólida Sólido Líquido Sólido Mantequilla y jaleas Los coloides más comunes son aquellos cuyo medio de dispersión es el agua y tienen similitud con las soluciones ordinarias, de ahí su nombre de hidrofílicos (afinidad al agua). En el organismo humano, las grandes moléculas son sustancias tan importantes como los nutrientes, las enzimas y los anticuerpos, todos los cuales se conservan en suspensión por su interacción con las moléculas de agua que las rodean. Los coloides hidrofóbicos (sin afinidad al agua) se pueden preparar en agua; se estabilizan de alguna forma mediante la adsorción de iones sobre su superficie y por la presencia de otros grupos hidrofílicos sobre la superficie, por ejemplo, el jabón que actúa como eliminador de la grasa en la ropa o en el cuerpo al bañarnos. Clasificación de los coloides de acuerdo con el medio dispersante. 82

14 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Como te habrás dado cuenta, las partículas coloidales están dispersas y en ocasiones es difícil distinguir los coloides de las disoluciones verdaderas; sin embargo, es posible por el gran tamaño de partículas y por sus propiedades, como el efecto óptico, el de movimiento, de carga eléctrica y de adsorción. En el primer caso, los coloides concentrados presentan por lo común un aspecto nebuloso, turbio u opaco, y en ocasiones tienden a ser claros. Una propiedad de los coloides es el llamado efecto Tyndall que consiste en: Los coloides por su afinidad de sus partículas en el medio dispersante se clasifican en liofílicos (gran afinidad) y liofóbicos (repulsión) Una dispersión de luz debida a las partículas suspendidas en los coloides. Tal propiedad puede ser observada en la luz de los faros de un automóvil en un camino polvoso, en la noche de neblina, la luz emanada de las lámparas que iluminan la ciudad, o bien, los rayos de luz que penetran en un bosque. Diálisis Como habrás observado, la sangre y el citoplasma son ejemplos de coloides. En ambos se presenta el intercambio de sustancias dentro y fuera del organismo, en el cual existen membranas dializantes, mismas que también se encuentran en plantas y animales. De lo anterior, se deduce que La diálisis es el proceso que permite la separación de partículas de disolvente y de soluto de las dispersiones coloidales, mediante la presencia de una membrana semipermeable. La diálisis es un proceso biológico muy importante, ya que la membrana dializante permite el paso selectivo de ciertos iones y moléculas, deteniendo el libre paso de partículas coloides y moléculas de mayor tamaño; un caso ocurre con el intestino. Este proceso funciona con el principio de difusión de solutos a lo largo de un gradiente de concentración, a través de una membrana semipermeable, dependiendo de su índice de difusión. 83

15 B3 Floculación En la purificación y tratamiento del agua para el consumo humano en las plantas potabilizadoras se utilizan sustancias eliminadoras de coloides que se encuentran suspendidos en el agua, cuya propiedad es la aglutinación, lo que se conoce con el nombre de floculación. Floculación Proceso químico mediante el cual, con la presencia de sustancias denominadas floculantes, se aglutinan las sustancias coloidales presentes en el agua, aumentando de tamaño hasta cambiar de coloides a suspensiones, facilitando de esta forma su decantación y posterior remoción. Algunos factores que ocasionan la floculación son la adición en: 1. Una sustancia ácida. 2. Un coloide con carga opuesta. 3. Un electrolito cuya carga atrae a los iones adsorbidos por el coloide. Así como por: 4. Incremento de la temperatura. Superficie de adsorción En los sistemas biológicos, existe la transferencia de materiales hacia el interior y exterior de la célula mediante adsorción de la membrana celular, la penetración en la misma, y la deserción en la superficie opuesta de la membrana (de adentro hacia fuera). La sustancia adsorbida es el adsorbato y el material sobre el cual lo hace es el adsorbente. De lo anterior se desprende que: La adsorción es el fenómeno de acumulación de partículas sobre una superficie. En química, la adsorción de una sustancia es su acumulación en una determinada superficie interfacial (entre dos fases); el resultado es la formación de una película líquida o gaseosa en la superficie de un cuerpo sólido o líquido. 84

16 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Características del proceso de adsorción: 1. Es altamente selectivo. 2. Es rápido. 3. Es espontáneo. 4. Generalmente exotérmico. La adsorción es un proceso que se presenta en sólido-gas, sólido-líquido y líquido-gas; el más frecuente se da en los sólidos, debido a que éstos son capaces de adsorber uno o más componentes de una mezcla líquida, de un soluto o disolvente de una solución, dependiendo de las fuerzas de interacción entre moléculas de adsorbente y adsorbato. Se acepta la existencia de dos tipos fundamentales de adsorción, cuando las fuerzas son: 1. De tipo dipolo-dipolo, dipolo-dipolo inducido o fuerzas de dispersión: se usa el término de adsorción física o fisisorción. 2. Enlaces covalentes: se aplica el término de adsorción química o quimisorción. La fisisorción es la más frecuente, mientras que la quimisorción se manifiesta cuando el adsorbente y el adsorbato tienden a formar un compuesto. Características de las suspensiones Si colocas un poco de arena fina en un vaso con agua y esperas un momento, notarás que las partículas de arena en un principio se suspenden, pero gradualmente se sedimentan en el fondo. Este es un ejemplo de una suspensión, una mezcla heterogénea que contiene partículas grandes que se pueden observar a simple vista y distinguirlas del medio fluido que las rodea. Las características de las suspensiones son 1. Presentan turbidez. 2. Reflejan luz. 3. Sus partículas pueden verse a simple vista. 4. Sus partículas dispersas se sedimentan fácilmente. 5. Las partículas tienen un tamaño mayor que los coloides. 6. Sus componentes se separan por medios físicos como la filtración, decantación o centrifugación. Ejemplos: algunos medicamentos como las suspensiones para problemas estomacales, las pinturas vinílicas, o bien las aguas frescas que preparas en tu casa con frutas. Los componentes de una suspensión pueden separarse por centrifugación, decantación, filtración y evaporación. 85

17 B3 Concentración de las disoluciones Hasta el momento se han estudiado los componentes de una disolución (soluto y solvente) y si corresponden a soluciones insaturadas, saturadas y sobresaturadas de una manera cualitativa. Ahora cuantificaremos las cantidades precisas de soluto y disolvente en una disolución. Para conocer la concentración de una disolución podemos utilizar diferentes unidades, mismas que se representan cuantitativamente como físicas y químicas, pero qué es la concentración? Es la medida de la cantidad de un soluto que hay en una cantidad específica de disolvente. En otras palabras, es la proporción de una sustancia en una mezcla. La concentración es una propiedad intensiva que no depende de la cantidad de la mezcla presente, y se puede expresar de varias formas que analizaremos a continuación. a) Empíricas b) Valoradas a) Cálculos de concentración mediante el uso de unidades Físicas En el caso de las disoluciones empíricas, las unidades nos indican la masa o el volumen de soluto en una cantidad fija de disolvente, esto es, a un nivel macroscópico, por lo que podemos manipularlos con materiales de laboratorio sencillos, como probetas, pipetas, balanza granataria, etc. Estos métodos son los más comunes, y su uso estará determinado por la aplicación que se le dé a la solución. En la tabla 3.4 se presentan las unidades más comunes de concentración para las disoluciones empíricas: 86 Tabla 3.4 Unidades físicas empleadas para expresar la concentración de una disolución. Unidades Físicas

18 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Porcentaje en masa o peso (% m/m) Se utiliza para conocer la cantidad de soluto que existe en una disolución; matemáticamente se representa: masa de soluto Porcentaje en masa o peso = x 100 masa de la solución Con base en la fórmula se deduce que el soluto de una disolución es igual a las partes de masa de soluto, dividido por las partes de la masa de la solución por cien; por ejemplo: una solución al 15% de cloruro de sodio contiene 15 g de NaCl y 85 g de H 2 O. Otra forma de calcular el porcentaje en masa o peso es la siguiente: masa de soluto Porcentaje en masa = x 100 g de soluto + g disolve Ejemplo: Calcula el porcentaje en peso de una solución que se forma disolviendo 19 g de NaCl en suficiente cantidad de agua hasta un volumen de 175 ml. Datos: a = 19 g b = 175 ml = 175 g % en peso =? Fórmula: % en peso = a x 100 b Sustitución: 19 g % en peso = x % 175 g Resultado: 10.85% Porcentaje en volumen (% v/v) Se aplica cuando se desea preparar disoluciones con dos líquidos, o bien de gases; un ejemplo se encuentra en las cervezas. La fórmula utilizada para calcular el soluto y el solvente es la siguiente: Porcentaje en volumen = x 100 Volumen de soluto Volumen de la solución 87

19 B3 Si observas detenidamente, la fórmula es parecida al porcentaje en masa. Ejemplo: Cuál es la concentración en porcentaje en volumen de una solución que contiene 200 ml de etanol (CH 3 CH 2 OH) y agua suficiente para dar 500 ml de solución? Datos: V soluto = 200 ml de etanol V solvente = 500 ml de solución Fórmula: Volumen de soluto Porcentaje en volumen = x 100 Volumen de la solución Sustitución: 200 ml Porcentaje en volumen = x ml Resultado: 40 % en volumen Porcentaje en masa/volumen Se recurre a esta fórmula cuando se desea conocer cuántos gramos de soluto existen en 100 mililitros de disolución, y se expresa de la siguiente manera: gramos de soluto % p / V = x 100 mililitros de disolución Ejemplo: Cuál es la concentración en porcentaje en masa/volumen de una solución que contiene 300 g de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) y agua suficiente para dar 500 ml de solución? Datos: m = 300 g V = 500 ml Fórmula: gramos de soluto % p / V = x 100 mililitros de disolución Sustitución: % p / V = x g 500 ml Resultado: 60 % p/v 88

20 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Partes por millón (ppm) Es uno de los procedimientos más solicitados en los estudios de los contaminantes en el agua, en el aire, así como en la determinación de drogas, en virtud de que la concentración de una disolución está muy diluida, es decir está en partes por millón. Matemáticamente se expresa como: gramos de soluto ppm = x gramos de disolución En otras palabras, las partes por millón hacen referencia a las partes de soluto por cada millón de partes de una disolución. También se puede representar como: ppm = miligramos de soluto kg de disolución ppm = o miligramos de soluto 1 de disolución Ejemplo: Calcula las partes por millón de una disolución de 128 mg de iones sodio (Na +1 ) en 750 ml de agua. Datos: ppm =? m soluto = 128 mg V = 750 ml = 0.75 l Fórmula: ppm = miligramos de soluto l de disolución Sustitución: ppm = 128 mg 0.75 lt Resultado: ppm 89

21 B3 Actividad Resolver en pareja los problemas siguientes: 1. Una muestra de g de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en 54.6 g de agua. Cuál es el porcentaje en masa de KCl en la solución? 2. Calcular el porcentaje en masa de cada una de las siguientes disoluciones acuosas: a) 6.5 g de NaBr en 78.9 g de solución. b) 33 g de KI en 175 g de agua. c) 10 g de tolueno en 50 g de benceno. 3. Calcular la cantidad de agua (en gramos) que se debe agregar a: a) 7 g de urea (N 2 H 4 CO) para preparar una solución al 17.5% en peso. b) 30 g de MgCl 2 para preparar una solución al 1.5 % en masa. b) Cálculos de concentración de disoluciones valoradas mediante el uso de unidades químicas Para realizar cálculos de concentración de disoluciones valoradas, las leyes ponderales son de suma importancia porque nos indican el número de especies químicas (átomos, iones o moléculas) que se encuentran en un soluto; por ende, las disoluciones valoradas son exactas. ó K Tabla 3.5 Unidades químicas empleadas para expresar la concentración de una disolución valorada. 90

22 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Molaridad (M) Como seguramente deducirás, la molaridad está relacionada con el mol (molécula/gramo unidad internacional); se utiliza para calcular los moles en una disolución, representada por M. La molaridad de una disolución se obtiene dividiendo el número de moles de soluto entre los litros de la solución (mol/lt): Molaridad (M) = n v Donde: n = número de moles de soluto V = volumen de disolución M = concentración molar de la disolución Si n = w/pm También se puede expresar como: Molaridad = w PMV Actividad Determina las fórmulas para calcular w, PM y V despejando la expresión anterior y compáralas con las obtenidas por cuatro de tus compañeros. Ejemplo: Calcula la molaridad de una solución acuosa de cloruro de potasio que contiene 284 g de KCl en 2.2 l de solución. Datos: w = 284 g PM KCl = 74 g/mol V = 2.2 l M =? Fórmula: M = w PMV 91

23 B3 Sustitución: Resultado: 284g M = (2.2 l) 74 ( g mol) 1.74 Molar (mol/l) Actividad Desarrollen en parejas los problemas siguientes: 1. Calcular la molaridad de las siguientes soluciones: a) 42.3 g de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ) en 150 ml de solución. b) 7.5 g de KNO 3 en 505 ml de solución. c) 0.95 g de etanol (C 2 H 5 OH) en 20 ml de solución. d) 1.22 g de NH 3 gaseoso disuelto en agua hasta formar 35 ml de solución. e) moles de NaCl en 175 ml de solución. 2. Cuántos gramos de Na 2 CO 3 son necesarios para preparar 1.3 l de solución 0.76 M? 3. Qué peso de KI es necesario para preparar 500 ml de solución M? 4. Calcula la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 30 g de FeSO 4 en 170 ml de solución. 5. Cómo se prepararían 3.5 l de solución 0.55 M de K 2 Cr 2 O 7? Molalidad (m) La molalidad se utiliza para determinar las propiedades coligativas de algunas disoluciones y se expresa en moles de soluto y masa del disolvente. Este procedimiento se refiere al número de moles de soluto disueltos en 1 Kg de disolvente. molalidad (m) = moles de soluto Kg de disolvente 92

24 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Si n = w/pm w También se puede expresar como: molalidad (m) = PM kg de disolvente Actividad Determina las fórmulas para calcular w, PM y kg de solvente despejando la expresión anterior, y compáralas con las obtenidas por tus compañeros. Ejemplos: 1. Calcula la molaridad de una solución de ácido fosfórico que contiene 32.7 g de H 3 PO 4 en 1000 g de agua: Datos: w = 32.7 g PM H 3 PO 4 = 98 g /mol k. solvente = 1 Kg Molalidad =? Fórmula: w molalidad (m) = PM Kg de disolvente Sustitución: w (m) = = PM Kg de disolvente 32.7 g 98 g (1 Kg) mol ( ) Resultado: molal (mol/kg) 2. Calcula los gramos de glicerol (C 3 H 8 O 3 ) que se necesitan para preparar una solución 2 molal de glicerol en 520 g de agua. Datos: PM (C 3 H 8 O 3 ) = 92 Kg solvente= 520 g = 0.52 Kg m = 2 Mol/Kg w =? Fórmula: Sustitución: Resultado: w = mpmkg solvente 2 mol g ( Kg ) ( 92 (0.52 Kg) mol ) w = g 93

25 B3 Normalidad (N) La normalidad está fundada en un concepto especial de la química analítica: el número de pesos equivalentes. Éstos indican la cantidad exacta de un reactivo que reacciona completamente con una cantidad de otro. Se dice, pues, que el primer reactivo es equivalente al segundo cuando sus respectivos números de pesos equivalentes son iguales; es decir, la normalidad es la cantidad de equivalentes de soluto que hay en un litro de solución. Se emplea cuando en una disolución participan solutos como ácidos, bases o sales. Se define como la cantidad de equivalentes químicos (eq) que hay en un litro de solución: Normalidad = equivalentes de soluto litro de solución Un equivalente es la cantidad de sustancia que desplaza un mol de iones H + o libera 1 mol de iones OH -. Los equivalentes son específicos para cada tipo de sustancia y se calculan de la siguiente forma: equivalente de un ácido = peso molecular del ácido o N de H equivalente de un hidróxido = peso molecular del hidróxido o N de H equivalente de una sal = peso molecular de la sal número de oxidación del metal Actividad Considerando las definiciones anteriores para el cálculo de equivalentes químicos, resuelve los siguiente problemas: 1. Calcula el equivalente químico o peso equivalente de los compuestos. a) H 3 PO 3 b) Zr(OH) 4 c) FeI 3 d) KMnO 4 e) PbO 2 f) HCl g) H 2 SO 4 h) CaO i) CrCl 3 j) Hg(OH) 2 94

26 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos 2. Cuántos equivalentes químicos hay en las siguientes cantidades de cada sustancia? a) 35g de H 3 PO 4 b) 2.5 g de FeSO 4 c) 25 g de Na(OH) d) 6 g de Al(OH) 3 e) 10 g de Ca(OH) 2 f) 25 g de PbO 2 g) 13 g de HNO 3 h) 1.5 g de BaO i) 0.5 g AgNO 3 j) 2.5 g de CuCO 3 Ejemplos del cálculo de normalidad: 1. Determina la normalidad de una solución acuosa de ácido fosfórico que contiene 275 g de H 3 PO 4 en 1.20 l de solución. Datos: Calculamos cuántos equivalentes de ácido hay en 275 g de compuesto, para: V = 1.2 l PM = 98 g/mol Número de hidrógenos = 3 Eq H 3 PO 4 =? N =? Fórmula: Equivalente de un ácido = peso molecular del ácido o N de H Sustitución: Equivalente de un ácido 98 3 Calculando los equivalentes de ácido disueltos: 1eqH PO 275 g = 8.42 eq H PO g x equivalente de soluto Fórmula de normalidad: N = litro de solución 8.42 eq H PO Sustitución: N = 1.2 l Resultado: 7.01 N (eq/l) Actividad 1. En cada una de las siguientes soluciones se indica la masa de soluto que contienen y el volumen total de la solución que se preparó. Calculen la normalidad: g de HCl en 1 l g de H 2 SO 4 en 1.5 l g de H 3 PO 4 en 0:5 l g de CuCl 2 en 250 ml g de KOH en 300 ml g de Ca(OH) 2 en 500 ml. 95

27 B3 Fracción molar (X) La fracción molar (X) del componente de una disolución es la relación que existe entre el número de moles de ese componente y el número de moles total de todas las sustancias presentes en la disolución: na X A = n + n + n +... A B C Donde X A es la fracción molar de A y n A, n B, n C,.. son el número de moles de A, B, C. Es importante señalar que la suma de las fracciones molares de todos los componentes de la solución es igual a uno (X A + X B +. = 1). Ejemplo: Una solución se prepara disolviendo 0.25 mol de NaCl en 2.5 mol de agua. Calcula la fracción mol de solvente y soluto. Datos: n A = 0.25 mol n B = 2.5 mol a) Para la fracción mol de soluto X A : na 0.25 mol X A = = = n + n 2.75 mol A B Fórmula: X = A na n + n A B Sustitución: X = A 0.25 mol 2.5 mol mol Resultado: b) Para la fracción mol de solvente X B : X = B nb n + n A B 2.5 mol = = mol Fórmula: nb X B = n + n A B 2.5 mol Sustitución: X B = 2.5 mol mol Resultado: Fórmula general: X A + X B = 1 Resultado: = ~ 1 96

28 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos En algunos casos es necesario preparar una solución con una concentración deseada, a partir de una solución de concentración conocida mediante el proceso denominado dilución; por ejemplo, al preparar un vaso de agua de horchata, utilizas una parte del concentrado diluyéndolo. La concentración deseada debe ser menor a la concentración de la solución original. Para efectuar los cálculos se puede utilizar la expresión: V 1 C 1 = V 2 C 2 En donde V 1 y V 2 son los volúmenes inicial y final, y C 1 y C 2 las unidades de concentración inicial y final. Actividad 1. Cuántos mililitros de NaOH 0.5 N se requieren para neutralizar con exactitud 15 ml de H 2 SO 4? 2. Qué volumen de KOH 0.25 N se requiere para neutralizar 50 ml de HClO N? Qué volumen de NaOH 0.25 N se requiere para neutralizar la misma cantidad de HClO 4? ÁCIDOS Y BASES Los ácidos y las bases son conceptos tan comunes en nuestra vida cotidiana que continuamente escuchamos los nombres Aspirina (acido ascetilsalicilico) y Melox (hidróxido de aluminio y magnesio). Estos compuestos poseen características muy importantes, ya que además de ser la base de muchos productos medicinales, industriales y domésticos, su química (reacciones ácidobase) es sustancial en la mayoría de los procesos biológicos de la naturaleza. Los ácidos se reconocieron como sustancias con sabor amargo, por ejemplo, el vinagre sabe amargo porque es una solución diluida de ácido acético; los limones son ácidos por el ácido cítrico que contienen. En cambio, las bases (álcalis) 97

29 B3 se caracterizan por su sabor amargo y sensación resbalosa; la mayoría de los jabones parta manos, medicamentos antiácidos y preparaciones comerciales para destapar el drenaje son fuertemente básicas. Características de los ácidos y las bases Tienen sabor agrio. Ácidos Ocasionan cambios de color en los pigmentos vegetales: cambian el papel tornasol de azul a rojo. Reaccionan con algunos metales como el Zn, Mg, Fe, liberando hidrógeno gaseoso. Reaccionan con los carbonatos y bicarbonatos, liberándose CO 2. Bases Tienen sabor amargo. Son resbaladizas. Ocasionan cambios de color en pigmentos vegetales: cambian el papel tornasol de rojo a azul. En solución acuosa conducen la electricidad. En solución acuosa conducen la electricidad. Actividad Elabora una lista en la que indiques las aplicaciones de los siguientes compuestos: vinagre, ácido cítrico, ácido fosfórico, ácido bórico, sales de aluminio, ácido muriático, hidróxido de sodio, amoniaco, carbonato ácido de sodio, fosfato de sodio. Teorías ácido base El primer personaje que reconoce la naturaleza de los ácidos y las bases fue Svante Arrhenius, quien postuló que los ácidos producen iones hidrogeno (H + ) en solución acuosa, mientras que las bases producen iones hidróxido (OH - ). Este concepto fue uno de los principales pasos para entender las reacciones químicas entre ácidos y bases, pero es limitado porque considera únicamente el ión hidróxido. Posteriormente, el químico danés Johannes Bronsted y el químico ingles Thomas Lowry sugirieron una definición más general de los ácidos y las bases sosteniendo que: un ácido es un donador de protones (H + ), y una base es aceptora 98

30 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos de protones. La reacción general que ocurre al disolver un ácido en agua se representa indicando que el ácido (HA) dona un protón a una molecula de agua para formar un nuevo ácido ( el ácido conjugado) y una nueva base (la base conjugada): HA (ac) + H2O H3O + + A - Ácido base ácido conjugado base conjugada En 1932, el químico norteamericano Gilbert Newton Lewis formuló una definición en la cual afirmaba que una base (de Lewis) es una sustancia que puede donar un par de electrones, y un ácido (de Lewis) es una sustancia capaz de aceptar un par de electrones: Considerando lo expuesto anteriormente, y tomando en cuenta que el agua es un disolvente único, debemos estudiar una de sus propiedades especiales que es la de actuar como ácido o como base. Por ejemplo, con los ácidos como HCl y CH 3 COOH actúa como base, y con el NH 3, como ácido. El agua es un electrolito muy débil, mal conductor de la electricidad, pero experimenta una ligera ionización: H 2 O (l) H + OH - (ac) Tal reacción generalmente se denomina autoionización del agua. En virtud de esto, sólo una pequeña fracción de agua se ioniza, y la concentración del agua (H 2 O) permancece sin cambios; por consiguiente, la constante de equilibrio para la autoionizacion del agua es: para representar concentración utilizaremos [], y la unidad que se usa frecuentemente es la molaridad. Kw= [H 3 O][OH - ] = [H + ][OH - ] En esta expresión, Kw se denomina Constante del producto iónico del agua, que es el producto de las concentraciones de los iones H + y OH - a una temperatura particular. En el agua pura a 25 C las concentraciones del los iones H + y OH son iguales, es decir [H + ] = [OH - ] = 1 x 10-7 M, por lo que: Kw = [H + ][OH - ] = (1x10-7 ) (1x10-7 ) = 1 x En función de lo anterior, cuando [H + ] = [OH - ] se dice que la solución es neutra; si [H + ] >[OH - ], la solución es ácida, porque existe un exceso de H + ; y si [H + ]<[OH - ] es básica, porque hay un exceso de iones OH -. El ph como medida de la acidez Los valores de concentraciones de los iones H + y OH son números muy pequeños, y por consecuencia difíciles de manipular; es necesario encontrar una forma más práctica para utilizarlos. En 1909, Sφren Peer Lauritz Sφrensen, 99

31 B3 bioquímico danés, propuso una medida más eficiente denominada ph, que se define para una disolución como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno (en mol/lt): ph = - log[h + ] Si queremos conocer [H + ]: [H + ] = 10 -ph = antilog (-ph) Debemos tener presente que esta definición se establece para tener valores convenientes con los cuales trabajar. El logaritmo negativo proporciona valores positivos al ph, que de otra forma sería negativo por el pequeño valor de [H + ]. En la ecuación, el término [H + ] únicamente es el valor numérico de la concentración del ion hidrogeno, y el valor del ph obtenido para una disolución es un número adimensional, por lo que: Disoluciones ácidas [H + ] > 1x10-7 M, ph < 7.00 Disoluciones básicas [H + ] < 1x10-7 M, ph > 7.00 Disoluciones neutras [H + ] = 1x10-7 M, ph = 7.00 En el caso de los iones oxhidrilo u hidroxilo, se calcula y se define el poh utilizando la expresión; Si queremos conocer [OH - ]: poh = -log [OH - ] [OH - ] = 10 -poh = antilog (-poh) Otra expresión que se deduce al sustituir las definiciones de ph y ph en la ecuación de Kw, da como resultado que: Ejemplo: ph + poh = 14 La concentración de iones H + en una botella de vino, después de quitarle el corcho, fue de 3.2 x 10-4 M. Se consumieron dos terceras partes, y se encontró que el resto estuvo expuesto al aire más de treinta días y tenía una concentración de iones H + igual a 1.0x10-3. Calcula el ph del vino en estas dos condiciones: De acuerdo con la definición, tenemos que: ph = - log[h + ] 100

32 Comprende la utilidad de los sistemas dispersos Sustituyendo para el primer caso: Para el segundo caso: ph = -log(3.2 x 10-4 ) = -(3.49) = 3.49 ph = -log(1.0 x10-3 ) = -(-3.00) = 3.00 Como podemos observar, la disminución en el valor del ph se debe principalmente a la conversión del etanol en ácido acético (vinagre), por efecto de la reacción con el oxígeno del aire. En forma experimental el ph se verifica con papel tornasol para mediciones empíricas. Para mediciones exactas, se utiliza el potenciómetro, el cual generalmente se presenta con una escala graduada de 1 a 14, aun cuando valores de ph pueden ser menores de 1 y mayores de 14. Actividad 1. El ph del agua de lluvia recolectada en una determinada región del estado de Veracruz fue de Calculen la concentración de iones [H+] en la lluvia. 2. En una disolución de NaOH, [OH-] es de 2.89 x 10-4 M. Calculen el ph de la solución. 3. En una muestra de sangre, la concentración de iones [OH-] es de 2.6 x 10-7 M. Cuál es el ph de la sangre? Los ácidos y las bases se clasifican en fuertes y débiles. Son ácidos fuertes aquellos que se ionizan completamente en el agua (electrolitos fuertes) y en su mayoría se trata de los ácidos inorgánicos, como HNO 3, HCl y H 2 SO 4. Sin embargo, la mayoría de los ácidos en la naturaleza son débiles, es decir, se ionizan de manera limitada en el agua, como el HF, CH 3 COOH y NH 4+. Al igual que los ácidos, las bases fuertes son electrolitos fuertes que se ionizan completamente en agua, y pertenecen a este grupo los hidróxidos de todos los metales del Grupo I y algunos del Grupo II de la tabla periódica. Las bases débiles son electrolitos débiles, y al igual que los ácidos se ionizan de forma limitada, como es el caso de el amoniaco NH

33 B3 Es común que muchas personas después de consumir alimentos sientan una sensación de ardor denominada agruras, que es causada por el exceso de acidez en el estomago o esófago. Con este experimento podrás evaluar los efectos de los antiácidos que conoces para tratar este malestar. Materiales Reactivos 4 bolsas pequeñas con cierre Agua de col (que se prepara a partir de la col morada) 4 antiácidos de marcas diferentes Vinagre Agua destilada. Procedimiento 1. Marca cada una de las bolsas con el nombre del antiácido que vayas a probar. 2. En cada una de éstas agrega 5 ml de vinagre, 10 ml de agua destilada y suficiente indicador de agua de col (entre 30 y 50 gotas), para darles diferente color. 3. Agrega una tableta o pequeña cantidad de antiácido en cada bolsa preparada, elimina el exceso de aire y cierra la bolsa, asegurándote que la tableta quede sumergida en la solución que formaste. 4. Disuelve los antiácidos en cada bola, cerciorándote que la mezcla se homogenice. Anota tus observaciones. 5. Cuando termine la reacción, observa y anota el color y los valores de ph de las soluciones, de acuerdo a los criterios siguientes: Color del indicador Rojo brillante Rojo Rojo púrpura Azul verde Verde Amarillo ph relativo Ácido fuerte Ácido moderado Ácido débil Neutro Base débil Base fuerte 102

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