marcio12

hola amigos de taringa! este dia les traigo imagenes para morirse de risa ,bueno sin mas palabrerias comensemos: bueno aqui les dejo una clasificacion difernte de las imagenes: bueno me costo mucho tiempo y esfurezo recopilar todas esta imagenes de toda la web.... pero como todo esfuerzo obtiene su recompenza mis queridos amigos ,por favor comenten y dejen puntos saludos a tod@s , ha!!!! antes que se me olvide sigan visitando este post se le añadiran mas imagenes divertidas. comunidad de gamers en facebook: http://www.facebook.com/editgroup.php?gid=258922234122594&sk=picture#!/groups/258922234122594

bueno amigos este dia e recopilado una gran cantidad de imagenes que te divertiran en serio!!!, porlomenos te gustara y te carcajearas de unas o de todas bueno sin mas palabras comensemos con el post: jajaja yo tambien dije eso o no?? a este niño le digo el perver de pervertido jajajaj si no creen en los fantasmas si tienen que creer en esto!!!!!!!!! no!!! talves eso nos pase en otra generacion,noooo!!! ¿como la quisieras? jajajaja ya se la imaginan!!!! yo no se si aguanto los chinos o japoneses y sus costumbres jajajaja que diferencia creo que ya no lo podre dejar que sexy jajaja pajas!! yo no le fiyon a nadien jajaja que inconsiente en la sociedad en la vivimos,en otro lado da risa savemos tu secretito... jajajaj jeje que curisa imagen ,no creen? como es que a estas personas las dejan salir de el manicomio!!!!! jueela!!!! que cosas mira bien,abre los ojos y vee bien!! jajaja que doble sentido me rei minutos con esta imagen es la mera cara de asaber quien!!! haaaaaa haaaaaaa haaaaaa queeeeee!!! yo me pregunte lo mismo ¿¡¡¡¡¡que es eso¡¡¡¡¡¡? queeeee????? no puede seerr jajajaja que curiiiiiiiiioso!!! jajajaja huyyy!!! que tipo de foto es esa!!!? que cerdo mas raro no creen? desde pequeños son golosos jajajaa haaaaa!!!! que dolor no creen? jajajaja que imagen mas divertida que cosas mas extrañas encontramos en la red,pero dan risa jajaja hooo!!! que foto mas chiva esta buena que resistensia mas fuerte jajaja nunca dejes que te agan calson chino,quedo claro!!!!!! bueno sigan visitando este post por que se le añadiran mas fotos de las que se moriran de risa,hice poquitas por que me no abia visto la hora eran las 1:39 am !!!!!! pueden creelo estaba destruyendo mis neuronas jajaja bueno los dejo dejen puntos y siganme para que vean mas cosas divertidas salu2 a todos los de taringa !! o los que esten viendo mi pos aorita suelten la compu

ola amgosno se si a ustedes les abran dejado trabajos en el cole de el ph y otras cosas referido a eso pues si te andejado una actividad asi as entrado al lugar indicado,pues este post se dividira en 4 partes que son: -que es el ph? -que es la acidez de ph? -que es alcalinidad o base del ph? -definiciones de estas -etc. Definición 1-El pH es una medida utilizada por la ciencia, en particular la Química, para evaluar la acidez o la alcalinidad de una solución. Por lo general, la medida se realiza en estado líquido, pero también se puede utilizar para gases. Definición 2-que es la acidez de ph?Ácido es toda sustancia que en solución acuosa libera protones (ácido, según Arrhenius). Definición 3-que es alcalinidad o base del ph? son Las sustancia alcalinas aportan el ión hidroxilo (OH- ) al medio. definiciones de estas Como cualquier medida, el pH posee una escala propia que indica con exactitud un valor. La tabla que se muestra a continuación, que va de pH = 0 a pH= 14 (normalmente usada*, pero puede extenderse en ambos extremos); el pH 7 es el que simboliza la neutralidad. Si el pH es < 7 la solución es considerada ácida; por el contrario, si el pH es > 7, la solución se considera alcalina. Mientras más ácida la solución, más cerca del 0 estará; y mientras más básica o alcalina el resultado se aproximará a 14. Recuerde que [H+] es concentración molar de protones; su unidad es mol / L En esta escala, podemos observar que el pH varía en forma inversa a la concentración de protones H+ ( en realidad la concentración varía en forma inversa a través de un factor exponencial** ). Esto se debe a que se define el pH de acuerdo a la siguiente expresión: pH = - log [H+] 1) * De acuerdo a la expresión 1), el pH puede ser negativo ** Al despejar la concentración de H+ resulta [H+ El pH es una medida utilizada por la química para evaluar la acidez o alcalinidad de una sustancia por lo general en su estado líquido (también se puede utilizar para gases). Se entiende por acidez la capacidad de una sustancia para aportar a una disolución acuosa iones de hidrógeno, hidrogeniones (H*) al medio. La alcalinidad o base aporta hidroxilo OH- al medio. Por lo tanto, el pH mide la concentración de iones de hidrógeno de una sustancia, a pesar de que hay muchas definiciones al respecto. Como cualquier medida, el pH posee una escala propia que indica con exactitud un valor. Ésta es una tabla que va del número cero al catorce, siendo de esta manera el siete el número del medio. Si el pH es de cero a seis, la solución es considerada ácida; por el contrario, si el pH es de ocho a catorce, la solución se considera alcalina. Si la sustancia es más ácida, más cerca del cero estará; y entre más alcalina el resultado será más cerca del catorce. Si la solución posee un pH siete, es considerada neutra. Sin embargo el pH siete neutro se limita con seguridad, tan sólo a las soluciones acuosas, pues las que no son, si no están a una temperatura y presión normal, el valor de la neutralidad puede variar. Hay distintas formas de medir el pH de una sustancia. La más sencilla es sumergir un papel indicador o tornasol en la solución durante varios segundos y éste cambiará de color según si es ácida (color rosa) o alcalina (color azul). Este método no es tan preciso como otros, pues indica ambiguamente qué tan ácida o qué tan alcalina es la sustancia, pese a la evolución que han experimentado los papeles en cuanto a su exactitud. Otra desventaja que presentan los papeles tornasol es que no pueden ser utilizados para ciertas sustancias, como por ejemplo, aquellas que son muy coloreadas o turbias. La manera más exacta para la medición del pH, es utilizando un pHmetro y dos electrodos, uno de referencia y otro de cristal. Un pHmetro es un voltímetro que junto con los electrodos, al ser sumergidos en una sustancia, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. El pHmetro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (plata) y el de cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. Para obtener con exactitud el pH de una sustancia, se debe calibrar el pH con soluciones de valores de pH llamadas buffer que resisten los cambios experimentados por el pH y tiene un valor de pH específico. 10- 7 M, entonces el pH será 7 y así sucesivamente. La deducción de la constante del agua a 25ºC, se puede describir por la siguiente expresión Ke = 10-14 = [H+] [OH-] 2) De la expresión 2), se puede deducir que si el pH = 7, entonces la concentración de OH- es también 10 -7 M; lo que nos indica esta igualdad entre la concentración de protones y la de iones OH- es que se ha obtenido la neutralidad de la solución Si la solución posee un pH siete, es considerada neutra. Sin embargo el pH siete neutro, se limita con seguridad, tan sólo a las soluciones acuosas, pues las que no son, si no están a una temperatura y presión normal, el valor de la neutralidad puede variar. Hay distintas formas de medir el pH de una solución. La más sencilla es sumergir un papel indicador o tornasol en la solución durante algunos segundos; éste cambiará de color según si es ácida (color rosa) o alcalina (color azul). Este método no es tan preciso como otros, pues indica ambiguamente qué tan ácida o qué tan alcalina es la solución, pese a la evolución que han experimentado los papeles en cuanto a su exactitud. Otra desventaja que presentan los papeles tornasol es que no pueden ser utilizados para ciertas sustancias, como por ejemplo, aquellas que son muy coloreadas o turbias. La manera más exacta para la medición del pH, es utilizando un pHmetro y dos electrodos, uno de referencia y otro de cristal. Un pHmetro es un voltímetro que posee dos electrodos; éstos al ser sumergidos en una solución, generan una corriente eléctrica. Esta corriente eléctrica dependerá de la concentración de iones de hidrógeno que presente la solución. El pHmetro mide la diferencia de potencial entre el electrodo de referencia (Ag+/AgCl) y el de cristal que es sensible a los iones de hidrógeno. Para obtener con exactitud el pH de una solución, se debe calibrar el pHmetro con soluciones llamadas buffer o tampones que mantienen casi invariable el pH de una solución cuando a ésta se le agrega ácido o base o la solución se diluye. Las soluciones tampones se pueden preparar con un valor de pH bien definido. En la calibración de un pHmetro, por lo general, se utilizan tampones de pH=7 , de pH= 4 y de pH = 10, dependiendo a que tipo de solución se le medirá su pH Ciencia…Ahora, nº 23, año 12, enero a junio 2009. El electrodo de vidrio y el de referencia actúan como un generador de potencial o tensión cuando están sumergidos en la solución a medir, la tensión producida por ellos, de 59,16 mili voltios por cada unidad de pH a temperatura ambiente, es aplicada a un amplificador con entrada por FET (Field Effect Transistor) con alta impedancia (resistencia generalizada) de entrada, con el fin de no provocar corto circuitos sobre las bajísimas corrientes producidas. El electrodo para la medición de pH es un elemento relativamente caro, la foto anterior es una versión económica del mismo con un gel interno en lugar del electrolito, El amplificador operacional posee una alta impedancia de entrada, puede ser uno tipo TF13741, con una impedancia de 5x1011 ohm. Este circuito opera como amplificador no inversor con una determinada ganancia dada por R2 y R1. El control de Offset R4 sirve para establecer el nivel de cero milivoltios, el electrodo ideal produce 0 mV a un pH de 7, la salida real de un electrodo pH será variable, especialmente con la edad, y requiere la calibración frecuente en una solución tampón de pH conocido para mantener la precisión de la medida. Se debe usar calibración de dos puntos, una solución tampón para pH 7, con la cual la salida del electrodo debería ser de 0 volts, si difiere de este valor se ajusta el instrumento con R4. Los accesorios requeridos para la calibración del instrumento utilizan una solución tampón para pH 7 y otra solución tampón para pH 4, si se quiere medir pH para soluciones ácidas; otra solución, además de la solución tampón pH 7, de pH 10, si la solución a medir es básica. Elemento químico Partícula química en que lo capta Principales funciones Azufre SO42- Componente de algunos aminoácidos y vitaminas Boro H2BO31- Participa en el transporte a través de la membrana celular y en el aprovechamiento del calcio Calcio Ca2+ Componente cementante de las paredes celulares,; participa en la permeabilidad de la membrana; activador enzimático Carbono CO2 Reactivo de la fotosíntesis; componente de carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos Cloro Cl1- Participa en la fotosíntesis y en el balance iónico Cobre Cu1+, Cu2+ Activador enzimático de la fotosíntesis Fierro Fe2+, Fe3+ Participa en reacciones enzimáticas y en moléculas de transporte de electrones en los procesos de la fotosíntesis, respiración y fijación del nitrógeno Fósforo H2PO41- , HPO42- En ácidos nucleicos, fosfolípidos, ATP (en la transferencia de energía) Hidrógeno H2O Componente de carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos Magnesio Mg2+ Componente de la clorofila; activador enzimático en el metabolismo de los carbohidratos Manganeso Mn2+ Activador de enzimas que participan en la respiración y en el metabolismo del nitrógeno; necesario para la fotosíntesis Molibdeno MoO42+ Activador de enzimas que participan en el metabolismo del nitrógeno Nitrógeno NO31-, NH41+ Componente de proteínas, ácidos nucleicos, clorofila, algunas coenzimas Oxígeno CO2, H2O Componente de carbohidratos, lípidos, proteínas y ácidos nucleicos Potasio K1+ Participa en el balance iónico celular mediante la ósmosis; apertura y cierre de estomas; activador enzimático Zinc Zn2+ Activador de enzimas en la respiración y en el metabolismo del nitrógeno bueno amigos esto a sido todo espero que les aiga gustado dejen puntos y comenten que en realidad los nesesito. haaa!!!!! y por si no es gusto ese porque es muy informal se los boy a dejar en la boca pues INTRODUCCIÓN El objetivo de la práctica es determinar experimentalmente el pH de una solución mediante el método colorimétrica y saber utilizar este dato en el cálculo de las constantes de disociación. En este experimento se preparan varias soluciones de pH conocido y se hallaron las coloraciones que son características de algunos indicadores en soluciones de diferentes pH. Esta información usada, para determinar las constantes de disociación del amoniaco y ácido 0.05 M. Con el fin de discutir los problemas que acabamos de plantear, conviene emplear una escala de concentraciones diferentes de la que hemos venido utilizando. La escala que vamos a definir recibe el nombre de escala de pH y fue propuesta por vez primera por el bioquímico S.P.L Sorensen en 1909 inicialmente fue introducida para expresar de formas mas cómoda las concentraciones de H3O+, pero su utilidad se ha extendido mucho mas al tratar de los ácidos débiles hemos visto que la concentración de los iones H3O+ de sus disoluciones acuosas es frecuentemente muy pequeña, por ejemplo 10-4 moles / litro estás potencias negativas de 10 suelen ser incómodas hasta desde el punto de vista tipográfico, estando expuestas a confusión. Por ello entre otras razones, Sorensen reemplazó las (H3O+) por lo que llamó el pH de la disolución. Esta cantidad se define de la forma siguiente: PH = -log [H3O+] Y así, en una disolución en la que (H3O+) es igual a 10-4 moles / litro será log10(H3O+) = log10-4 = -4 y por tanto pH = 4. TEORÍA Concepto del pH: El pH es la medida convencional de la actividad de los hidrogeniones, esto es, de la acidez o alcalinidad de una solución. Cuando el agua pura se disocia, se producen simultáneamente, y en igual número, iones de hidrógenos (H+) y de oxidrilos (OH-), de tal modo que para cualquier temperatura se cumple la relación que indicamos: K = {[H+].[OH-] / } En la cual K es una cantidad constante, y en la que [H+] y [OH-] representan las concentraciones de los iones H+ y OH-. El valor de K, determinado por procedimientos diversos y a la temperatura de 20o C, es muy aproximado a 10-14 por litro y como el agua pura es eléctricamente neutra, en un litro de ella habrá pues 10-7 gramos - iones de H+ y otros tantos de iones OH-. Como un litro de agua pura contiene 1.000 : 18 = 55,555... moles de H2O, de ellas sólo 10-7 disociadas, resulta que en cada 555 millones de moléculas de agua, únicamente existe una de ellas (18 gramos) totalmente disociada, lo cual explica la resistencia opuesta por el agua pura al paso de la corriente eléctrica. Si al agua se le adiciona un ácido, el número de iones H+ (que vendrá expresada por 10-6, 10-5... 10-1) se elevará y el de iones OH- disminuirá proporcionalmente pues éstos se combinan con los hidrogeniones que se adicionan y forman moléculas de agua no ionizadas, e inversamente ocurre cuando se adiciona al agua pura una disolución básica o alcalina, en la cual predominan los hidroxiliones OH-. Resulta, pues, que: Una solución es ácida cuando es [H+] > [OH-] Una solución es neutra cuando es [H+] = [OH-] Una solución es básica cuando es [H+] < [OH-] Representando [H+] y [OH-] las concentraciones de hidrogeniones e hidroxiliones respectivamente. El químico Sorensen propuso en 1909 expresar el grado de acidez o de alcalinidad de una solución por el valor absoluto del exponente de la base 10, o bien con el logaritmo del número inverso de la concentración de los iones de hidrógeno en la solución, concentración que se representa con el símbolo pH. pH = log ( 1/[H+] ) = log 1 - log [H+] = - log [H+] Si suponemos que la concentración de [H+] es igual a 10-7, lo cual corresponde al agua pura, tendremos: pH = log ( 1/10-7 ) = log 1 - log 10-7 = 0 - log 10-7 = 7 De esto se deduce que la suma de los pH y de los pOH es aproximadamente igual 14; cuanto más bajo es el valor del pH de una disolución tanto más elevada es su acidez, correspondiendo el pH = 0 a las soluciones normales de ácidos fuertes, y pH = 14 a las soluciones de mayor basicidad o alcalinidad, disminuyendo éstas a medida que su pH se aproxime a 7. MATERIALES Y MÉTODOS * 18 tubos de ensayo. * 2 probetas de 10 ml. * 1 bagueta * Ácido acético 0.05 M. * Hidróxido de amonio 0.05 M. * Solución problema. * Soluciones de indicadores: o Anaranjado de metilo o Rojo de metilo o Azul de bromotimol o Fenolftaleina o Verde de bromocresol o Azul de timol PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL * Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de ácida acético 0.05 M. * Se colocó 5 ml de solución de ácido acético 0.05 M en cada uno de los seis tubos de ensayo. * Luego se agregó 2 gotas de un indicador diferente en cada tubo, se agitó bien y se observó el color que obtuvo y se procedió a comparar con el patrón de colores y se anotó el rango de pH obtenido. * Se midió en una probeta graduada, bien limpia y seca 30 ml de solución de hidróxido de amonio 0.05 M. * Se procedió a colocar 5 ml de hidróxido de amonio en cada uno de los otros seis tubos de ensayo. * Se agregaron 2 gotas del indicador diferente en cada tubo y se procedió como en el paso anterior del ácido acético. * Repetir el mismo procedimiento con la solución problema. * Determinar los pH del ácido acético 0.05M y del amoniaco 0.05M, así como las respectivas constantes de disociación. RESULTADOS Indicadores ácidos: Indicadores Intervalo de pH Ácido “Color neutro” alcalino Anaranjado de metilo 1-3,4,5- rojo anaranjado amarillo Verde de bromocresol -3,4,6- amarillo verde azul Rojo de metilo -4,6- rojo anaranjado amarillo * los intervalos que están es negrita son valores intermedios. Indicadores básicos: Indicadores Intervalo de pH Ácido “Color neutro” alcalino Azul de bromotimol -6,7,8- amarillo verde azul Azul de timol -2-3,4-7,8- rojo amarillo azul Fenolftaleina -8 , 9- incoloro rosado rojo * los intervalos que están es negrita son valores intermedios. a. Muestra de ácido acético 0.05 M. Indicadores color Color y Rango de pH Con ácido acético. Anaranjado de metilo rojo 2 a 4 Rojo de metilo rojo 2 a 4 Azul bromotimol amarillo 2 a 5 Fenolftaleina incoloro 2 a 7 Verde de bromocresol amarillo 2 a 3 Azul de timol amarillo 4 a 6 * ph del ácido acético = 3 b. Muestra de Hidróxido de amonio 0.05 M. Indicadores color Color y Rango de pH Con Hidróxido de amonio Anaranjado de metilo anaranjado 5 a 12 Rojo de metilo amarillo 7 a 11 Azul bromotimol azul 8 a 11 Fenolftaleina rojo 9 a 14 Verde de bromocresol azul 6 a 10 Azul de timol azul 11 a 14 * pH del hidróxido de amonio = 11 Por lo tanto para hallar pH de ácido acético, el número que se repite es 3. Gracias a este dato hallamos Ka Si pH = - log H+ H+ = 10-3 De la reacción CH3COOH ! CH3COO - + H+ Inicio 0.05 0 0 Equilibrio ( 0.05 - X ) X X Ka = {[H+] [CH3COO-] / [ CH3COOH]} Ka = {(X) (X) / (0.05 - X)} Ka = {X2 / (0.05 - X)} Como lo que necesitamos es ion hidronio para Ka del ácido acético, reemplazamos Ka = {(10-3) (10-3) / (0.05 - 10-3)} Ka = 2.0408 * 10-5 Ahora para hallar pH de hidróxido de amonio el número que se repite es 11, entonces pH = 11. Reemplazando: PH = -log (H+) (H+) = 10-11 Como lo que necesitamos para Kb es OH, entonces utilizamos el producto ionico del agua porque se trata de solución acuosa. (H+) (OH-) = 10-14 10-11 (OH-) = 10-14 (OH-) = (10-14 / 10-11) Si NH4OH ! NH4 + OH- Inicio 0.05 0 0 Equilibrio (0.05 - X) X X Kb = {(1*10-3) (1*10-3) / (0.05 - 1*10-3)} Ka = 2 * 10-5 Para la solución problema los resultados fueron: Indicadores color Color y rango de pH solución problema. Anaranjado de metilo anaranjado 5 a 12 Rojo de metilo rojo 5 a 6 Azul bromotimol amarillo 2 a 6 Fenolftaleina incoloro 2 a 8 Verde de bromocresol azul 5 a 8 Azul de timol amarillo 4 a 7 Rango de pH = 5 Entonces se trata de un ácido, porque su pH esta comprendido entre 0 y 7. Por lo tanto es posible hallar Ka. (solo si es un ácido débil). Si pH = -log [H+] 5 = -log [H+] -5 = log [H+] [H+] = 10-5 Ka = {(10-5)(10-5) / (0.05 - 10-5)} Ka = 2 * 10-9 DISCUSIÓN Se pudo comprobar experimentalmente los grados de pH ácido en el ácido acético y el pH en el hidróxido de amonio. La concentración de iones H+ en la solución disociada y el pH correspondiente nos ayudará a la obtención de las constantes de disociación. La constante de disociación del CH3COOH, NH3 a 25o C, para hallar el % de error cometido del ácido acético a 25o C = 1.753 * 10-5 % error = {(2.0408 * 10-5) - (1.753 * 10-5) / (1.753 * 10-5)} * 100 % error = 16.417% La constante de disociación del NH4OH a 25o C, para hallar el % de error cometido del hidróxido de amonio a 25o C = 1.8 * 10-5 % error = {(2 * 10-5) - (1.8 * 10-5) / (1.8 * 10-5)} * 100 % error = 11 % DISCUSIÓN DE RESULTADOS Cuando se procedió a buscar los valores de constante de disociación, para el ácido acético habían valores a diferentes temperaturas, considerándose solo a 25o C. Ahora, si se hubiera tomado la temperatura en la practica entonces podríamos discutir el valor correspondiente para la constante. Al preparar la solución correspondiente con cada indicador, el color del contenido del tubo no debió ser diferente al patrón de cada indicador, porque tratamos de asemejar, es decir forzar a comprender que este se encontraba entre los valores de pH. Y este error debió ser repetido de nuevo para comprobar que ese no debe ser el color obtenido y por lo tanto debió haber mezclado de alguna solución o falta de limpieza dentro del tubo. Otro error puede ser también al aplicar la aproximación, por ejemplo (0.050 - X) = 0.050 si se tiene un valor de constante disociación 4.5 * 10-1. Debe recordarse que solamente se aproxima cuando la constante es un número pequeño, no como lo anterior. Para el ácido acético el % error es 16.417%, por lo tanto, definitivamente los errores comienzan desde el momento que hallamos el pH no se debió escoger el número que se repetía, sin haber antes establecido el rango correspondiente. Es decir: Por ejemplo para el ácido acético: Anaranjado de metilo 3 a 4 Rojo de metilo 3 a 4 Azul de bromotimol 2 3 5 Fenolftaleina 2 3 8 Verde de bromocresol 2 3 Azul de timol 4 a 7 Determinando de esta manera el rango de pH comprende al número 3 y no 4 como se afirmaba. Debe mencionarse que error como este altera todo. En cambio para el hidróxido de amonio el error fue menor, porque si se hallo correctamente el pH o se aproximó bastante. Entonces la falla pudo ser en la falta de limpieza en los tubos o la falla se da al momento de apreciar la coloración (el rango de pH). CONCLUSIONES * A partir de la determinación de pH se puede calcular las constantes de disociación. * También se puede calcular Ka a partir de la concentración inicial del ácido y del pH de la disolución o bien se puede usar la Ka y la concentración del ácido para calcular las concentraciones de equilibrio de todas las especies y el pH de la disolución. * Las bases fuertes, tales como los hidróxidos de los metales alcalinas y de los metales alcalino terreos diferentes al Berilio, están totalmente ionizados en agua: por eso se procede a partir del producto iónico del agua. * La constante de ionización ácida Ka es mayor para los ácidos más fuertes y menor para los ácidos más débiles. De manera similar, la Kb expresa la fuerza de las bases. Esto se puede comprobar con los datos obtenido experimentalmente y comparando con tablas. * El pH de una disolución se define como pH = -log [H+]. * En diluciones ácidas en pH es menor de 7. * En diluciones básicas el pH es mayor de 7. * En diluciones neutral el pH es igual a 7. RECOMENDACIÓN * Limpiar los tubos meticulosamente. * Después de usar las probetas graduadas deben ser lavadas con agua destilada y ser enjuagada con la sustancia a usar para prevenir cualquier falla en los resultados. * Se debe utilizar la cantidad exacta de indicador, ya que unas gotas de más afectará el color y se podría interpretar mal el pH en el patrón de colores. * Tomarse el tiempo suficiente para apreciar la coloración (el rango de pH). BIBLIOGRAFÍA. * QUÍMICA BÁSICA, James E. Brady, Editorial Limusa, México (1988). * QUÍMICA GENERAL MODERNA, Babor - Ibarz, Editorial Marín S.A., España (1979). * QUÍMICA, Raymond Chang, McGraw - Hill, Inc. México (1994). * ATLAS DE QUÍMICA, M.A. Febrer Canals, Ediciones Jover, S.A. - Barcelona, 1988.