CONCLUSIONES

Las conclusiones que hemos sacado son varias. Pensamos que esta práctica ha sido divertida, porque hemos aprendido  algo que no podemos asimilar tan bien dando teoría, conocimientos que se adquieren mejor en el laboratorio. Coincidimos todos en que nos faltó un poco de tiempo, no en terminar la reacción (porque estas prácticas eran más cortas y tardamos menos que en la primera evaluación), sino en ver el resultado de dicha reacción de precipitación.

Aún así, pudimos verlo por la reacción que dejó un grupo del día anterior. El resultado fue que quedó un sólido que estaba todavía un poco blando y pegajoso, porque todavía no se había secado del todo y aún tenía agua. Nos costó suponer que pesaba más de lo esperado por esta causa, que estaba mojado.

Además, esta vez también utilizamos otros instrumentos del laboratorio, como el embudo, o el papel de filtro plegado, y aprendimos este nuevo tipo de reacción experimentando en primera persona con una reacción fácil cómo claramente se separaban los dos productos, permaneciendo el sólido en dicho filtro y cayendo al vaso de precipitados el líquido incoloro.

El hidróxido de cobre sólido y mojado podría secarse al aire libre, pero para que no tuviese nada de agua tendríamos que esperar probablemente incluso días; pero también podríamos utilizar para ello otros métodos más complejos y que tratarían de eliminar la humedad más eficaz y rápidamente.

En conclusión, simplemente queremos aportar nuestra opinión, asegurando aquí que creemos esta es una buena forma para dar clase de otra manera, y poder ver y hacer otro tipo de reacciones químicas y aprender de ellas de la mejor manera posible, practicando y explicando todo lo que hacemos y por qué.

 

EXPLICACIÓN DEL EXPERIMENTO: REACCIÓN DE PRECIPITACIÓN

En estas prácticas de la 2º Evaluación y como hemos mencionado en la introducción anterior, esta vez hemos realizado una reacción de precipitación, preparando antes una disolución de sulfato de cobre (III) pentahidratado.

Primero, debemos preparar  la disolución de sulfato de cobre (III) pentahidratado.

Prepararemos 50 ml (0'05 L) de una disolución de concentración de 0'1 mol / L de dicha sustancia, sabiendo Que M CuSO4.5 H2O = 250 g / mol. Para ello ante todo tendremos que encontrar la masa necesaria a partir de n = m/M y de n = c/V, y los datos que tenemos:

c = n / V; n = c .V = 0'1 mol/L . 0'05 ​​L = 0'005 mol

n = m / M; m = n. M = 0'005 mol . 250 g/mol = 1'25 g sulfato de cobre (III)

Por tanto y tras realizar los cálculos señalados, ya conocemos la masa de sulfato de cobre (III) pentahidratado para la Disolución.

Para comenzar dicha disolución, cogemos el vidrio de reloj, lo lavamos y sobre él echaremos cuidadosamente la cantidad de sulfato de cobre requerida con una espátula también lavada después de tasar el vidrio de reloj en la balanza. Luego de pesar los 1'25 gramos de dicha sustancia que debemos de utilizar, cogemos y lavamos un vaso de precipitados. Echamos en ese vaso aproximadamente unos 25 ml de agua, como se indicaba en los pasos que íbamos siguiendo a la vez uno, y más tarde el sulfato de cobre pentahidratado desde el vidrio de reloj, ayudándonos para disolverlo en el agua con un agitador o varilla para agitar que lógicamente habíamos lavado antes (Fig. 1.1) .

Fig. 1.1: Removimos con fuerza con el agitador el vaso de precipitados hasta que estuviese totalmente disuelto el sulfato de cobre pentahidratado en el agua.

Cogimos y lavamos una probeta, y allí añadimos la disolución que acabábamos de hacer (Fig.1.2) , para justo después enrasar hasta 50 ml, añadiendo agua hasta llegar a esta marca.

Fig. 1.2: Añadimos la disolución a la probeta para después enrasar hasta la marca de 50 ml añadiendo agua.

Así, ya teníamos preparada la disolución para realizar la reacción de precipitación.

Seguidamente, cogimos y lavamos otro vaso de precipitados (el que habíamos utilizado antes era demasiado pequeño) y allí añadimos la disolución completa desde la probeta. Esto lo hicimos con el objetivo de poder inmediatamente después echar en la probeta (que nos permite medir cantidades y volúmenes con mayor precisión que los vasos de precipitados) 100 ml de una disolución ya preparada de hidróxido de sodio (NaOH). Lo echamos desde el recipiente que estaba en la parte delantera para que usásemos todos los grupos a un vaso de precipitados vacío, y desde allí lo vertimos a la probeta para poder medir exactamente 100 ml de la disolución. Una vez habíamos medido 100 ml de dicha disolución, vertimos el NaOH al vaso de precipitados de la disolución anterior ... Y el resultado es que la disolución se vuelve de color azul mucho más intenso y se puede observar que dentro de la disolución hay un sólido (Fig. 1.3).

Fig. 1.3: Añadimos la disolución de NaOH a la disolución primera. En esta imagen ya se aprecia en la disolución completa el color azul más vivo y el sólido que se forma parecido a una especie de gelatina.

Seguidamente, cogimos y lavamos el vaso de precipitados con el embudo. A la vez, hicimos el filtro con el papel de filtro plegándolo, para después colocarlo en el embudo y echar poco a poco en él la disolución (Fig. 1.4).

Fig. 1.4: Poco a poco añadimos la disolución en el vaso de precipitados con el embudo y el papel de filtro.

El resultado será que el producto de la reacción Na2SO4 (ac) cae abajo del vaso como un líquido incoloro, mientras que el otro producto Cu(OH)2 (s) permanece como sólido en el papel de filtro. Utilizamos la filtración para separar los dos productos resultantes (el sólido del líquido) de la reacción de precipitación.

 

En la imagen de la izquierda, podemos observar en el vaso de precipitados la disolución, otro vaso de precipitados con el embudo y el papel de filtro, y en un vidrio de reloj los restos sólidos de hidróxido de sodio que se acumulan en el papel de filtro. Tras rasparlos con una espátula, obtenemos lo que aparece también en la imagen de abajo a la derecha. Por último, en la imagen inferior izquierda se aprecian con claridad dichos restos más sólidos de Cu(OH)2 que permanecen acumulados en ese papel de filtro.

Lo último que deberíamos haber hecho, aunque no nos dio tiempo, sería haber raspado el sólido que quedaba acumulado en el papel de filtro y depositarlo en el vidrio de reloj; pero para ello era necesario que hubiese transcurrido suficiente tiempo para que se separasen los dos productos completamente. Aún así lo hicimos con el resultado de las Prácticas de los compañeros que las habían hecho el día anterior: pesamos en la balanza esa cantidad, cuya masa era de 1'52 gramos aproximadamente. Esta sustancia tenía una textura pegajosa porque aún tiene algo de agua, y pesa más de lo que debería teóricamente según el problema de estequiometria con las mismas cantidades que ahora realizaremos. Esto se debe a que ese Cu(OH)2 restante aún no está no seco, tiene agua y al estar húmedo pesa algo más.

Este es el problema de estequiometria:

BREVE INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Para realizar una breve introducción sobre las prácticas de la Segunda Evaluación, comenzaremos antes de hablar sobre el desarrollo de la actividad y la explicación del proceso definiendo varios conceptos clave como son disolución, concentración o reacción de precipitación.

El término de disolución hace mención a la acción y efecto de disolver (separar lo que estaba unido, mezclar de forma homogénea las moléculas de una sustancia con un líquido).

Es decir, una disolución es una mezcla homogénea resultante tras disolver con cualquier sustancia líquida. Esa mezcla homogénea está a un nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables.

 

La concentración es la magnitud química que expresa la cantidad de un soluto. Por lo tanto la concentración de una disolución es la proporción o relación que hay entre la cantidad de un soluto y la cantidad de disolvente, donde el soluto es la sustancia que se disuelve, esas sustancias se disuelve dependiendo de algunas condiciones como por ejemplo la presión, la temperatura, etc.

 

Un disolvente es la sustancia que disuelve el soluto, y la disolución es el resultado de la mezcla homogénea de las dos anteriores. A menor proporción de soluto disuelto en el disolvente, menos concentrada está la disolución, y a mayor proporción más concentrada está.

Las reacciones de precipitación, consisten en la formación de un compuesto no soluble, llamado precipitado, que es el sólido que se produce en una disolución por efecto de cristalización, producido al mezclar dos disoluciones diferentes, cada una de las cuales aportará un ion a dicho precipitado, es decir, una reacción de precipitación tiene lugar cuando uno o más reactivos, combinándose llegan a generar un producto insoluble. Esto es lo que ocurrirá cuando el hidróxido de cobre permanezca en el papel de filtro como sólido.

http://es.wikipedia.org/wiki/Concentraci%C3%B3n
http://www.jcabello.es/clasificacion/concentracion.html
http://definicion.de/disolucion/
http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/wiki/Precipitado
http://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/reacciones-de-precipitacion

CONCLUSIONES DE LAS PRÁCTICAS

Las conclusiones que los tres sacamos son variadas, pero todos coincidimos en que pasamos un buen rato con una clase de Física más amena y diferente desde el punto de vista de que no solíamos bajar al laboratorio en casi ninguna asignatura, lo que se agradece de vez en cuando, porque aprendemos de manera distinta. Pasamos un buen rato en el laboratorio realizando por grupos las prácticas a la vez que aprendíamos cosas nuevas sobre las disoluciones, las precauciones en el laboratorio, cómo realizar y seguir debida y cuidadosamente los pasos indicados, y también sobre los ácidos y las bases, el pH, o indicadores del mismo, desde el papel de tornasol hasta indicadores tan simples y caseros como el caldo de lombarda.

En cuanto al tiempo, al final de la hora nos desempeñábamos con mayor facilidad y rapidez, y fuimos adquiriendo coordinación. Nos ayudó el trabajar bien el grupo sin ninguna discusión y el saber cada uno su parte a su debido tiempo para darnos prisa y hacerlo a la vez bien y poder conseguir hacer lo mandado. La segunda práctica, del uso del indicador de caldo de lombarda, fue más rápida, porque ya teníamos hechas las disoluciones antes realizadas de las cuales partiríamos para empezar esta segunda actividad; en la primera tardamos algo más por esta misma causa de tener que hacer tres disoluciones (cloruro de sodio, bicarbonato sódico y cloruro de magnesio). Por falta de tiempo no pudimos hacer la mezcla de ácidos y bases ya explicada, ni hacer la práctica del caldo de lombarda con un indicador llamado tintura tornasol.

Pudimos comprobar la acidez o basicidad de las distintas disoluciones en función del color del papel de tornasol al tocar con la varilla mojada en la disolución y en función del color que adquería el caldo de lombarda al vertir pequeñas cantidades de las disoluciones en tubos de ensayo con cuentagotas, y también corresponder los colores de la primera práctica con el nivel de pH de la disolución gracias a una tabla dada. Así, nos quedó claro que en algunas disoluciones los colores del papel de tornasol y del caldo de lombarda coincidían, pero en otras no, lo que favorecía la confirmación de nuestra idea de que al ser diferentes indicadores de pH ambos colores podrían ser distintos pese a referirse a la misma sustancia. Esta fue la mayor duda que nos surgió, el resto (si lavar todos los utensilios empleados cada vez que los usábamos, si añadir la misma cantidad de agua en el vaso de precipitado en todas las disoluciones antes de realizarlas, si añadir más o menos cantidad aproximada de caldo de lombarda en los tubos de ensayo...) las resolvimos allí de inmediato preguntando al profesor o gracias a la ayuda de otros grupos.

Nos llamó la atención también la rapidez con la que el caldo de lombarda cambiaba de color dependiendo de las disoluciones que echásemos (aunque es cierto que no había grandes diferencias), y lo consideramos una duda más porque no sabemos si se debe a las propiedades o características de los componentes de cada disolución, a que en unos casos echamos más gotas de disolución que en otras...

Por último, simplemente nombrar algún problema que nos surgió derivado de las dudas que si lo hubiésemos previsto quizás son hubiese ayudado a realizar las prácticas con mayor ligereza, como el hecho de que deberíamos de haber leído lentamente y antes de subir al laboratorio las hojas dadas de guía, y en grupo, para hablar sobre los posibles problemas que nos surgirían; creemos que habiéndolo leído en grupo hubiera sido más fácil terminar antes y desenvolvernos mejor al conocer cada cosa que haríamos después. Este problema se contrarrestó con que hicimos bien en antes de subir al laboratorio, distribuir equitativa y temporalmente las tareas de manera que los tres quedásemos conformes y pudiésemos realizar el trabajo de la mejor manera posible.

EXPLICACIÓN DEL EXPERIMENTO: USO DE DISTINTOS INDICADORES ÁCIDO-BASE

1. USO DEL PAPEL DE TORNASOL (PAPEL DE pH)

En esta primera práctica usaremos el papel de tornasol o papel de pH para determinar el color que adquiere dicho papel al mojar la punta de una varilla en cada disolución y tocar el papel seguidamente, y así poder identificar cada una de las disoluciones con el nivel del pH al que corresponde.

Usaremos guantes de plástico durante toda la práctica de laboratorio para protegernos de alguna sustancia que pueda ser tóxica o dañina, y evitaremos por tanto tocarnos la cara con los guantes, oler, y, obviamente, ingerir cualquier sustancia; pretendiendo desde el primer momento seguir rigurosamente los pasos indicados en la hoja informativa.

En un principio, cogimos 5 vasos de precipitados, uno para cada disolución que fuésemos a realizar; los reactivos son el bicarbonato sódico, el cloruro de sodio, el ácido clorhídrico (ya dada disuelta), el cloruro de magnesio (preferimos en su momento trabajar con este reactivo en lugar de con el sulfato de cobre pentahidratado) y la disolución de hidróxido de sodio (ya disuelta, lógicamente). No pudimos por indicación del profesor realizar la práctica con el amoniaco. Cogimos también una tira de papel de tornasol y lo primero que hicimos fue cortar dicha tira en varios trozos pequeños y de semejante tamaño, para poder comprobar e identificar cada disolución con su nivel de pH. También cogimos una espátula para añadir los solutos poco a poco en un vidrio de reloj.

Comenzamos lavando los vasos de precipitado que utilizaríamos posteriormente, así como la espátula, el vidrio de reloj, y la varilla con la que remover las disoluciones una vez añadido el soluto que habíamos antes cogido. Pusimos una cartulina de papel en la mesa para evitar manchar, y escribimos en trozos de papel los nombres de cada disolución para identificarlas y no confundirlas.

Fig. 1.1: HCl, bicarbonato sódico, cloruro de sodio y cloruro de magnesio.

Primero, el HCl estaba disuelto ya en agua y vertimos unos 25ml de la disolución en el vaso de precipitado.

Como segundo paso, tomamos con la espátula unas 2 cucharadas de bicarbonato sódico y las depositamos en el vidrio de reloj (habiendo como ya hemos dicho lavado la espátula, y el vidrio de reloj) para inmediatamente después vertirlo en el vaso de precipitado en unos 40ml de agua, terminando la disolución con el lavado de la varilla para agitar y removiendo con la misma hasta que el soluto se disolviese completamente (Fig. 1.2). Al finalizar esta lavamos de nuevo la varilla para agitar, la espátula  y el vidrio de reloj.

                                                       

El tercer paso fue echar en un tercer vaso de precipitados otros 40ml de agua, a los que añadimos dos cucharadas de espátula de cloruro de sodio, que antes habíamos cuidadosamente depositado en el vidrio de reloj para desde éste echarlo en el propio vaso. Al igual que en el caso anterior, con la varilla de agitar lavada, removimos la disolución lentamente y en círculos hasta que el cloruro de sodio estuviese totalmente disuelto. 

Volvimos a lavar la varilla, el vidrio de reloj y la espátula (Fig. 1.3) mientras los otros dos componentes del grupo localizaban en la mesa donde estaban todos los reactivos aquel que usaríamos de inmediato: el cloruro de magnesio.

Fig. 1.2. y 1.3: Con la varilla de agitar removíamos la disolución hasta que el soluto se disolviese totalmente. Un componente del grupo lavaba los materiales utilizados al cambiar de disolución.

El cuarto paso se basó en seguir las mismas instrucciones de la misma manera que en los ejemplos anteriores: recogimos con la espátula lavada dos cucharadas de cloruro de magnesio y las añadimos al vidrio de reloj, y desde ahí las añadimos a los aproximadamente 40ml de agua que ya habíamos justo antes echado en el vaso de precipitado; también igual que antes lo agitamos lentamente con la varilla limpia hasta la total disolución. La disolución de hidróxido de sodio también estaba ya hecha al igual que la de HCl. Por lo tanto queda claro que es fundamental y MUY IMPORTANTE cada vez que cambiamos de disolución lavar cuidadosamente la varilla de agitar, la espátula y el vidrio de reloj.

Después de disolver los tres reactivos que faltaban en agua (dos de ellos, HCl e hidróxido de sodio ya estaban disueltos), debemos de lavar y secar debidamente la varilla de agitar, porque será con este instrumento con el que mojaremos la punta en cada una de las disoluciones para apoyarla sobre el papel de tornasol y así poder determinar el pH de cada una, gracias al color que el papel adquiera al tocarlo. Teníamos la correspondencia del color con el nivel de pH en una pequeña cartulina en una caja (Fig. 1.4), de esta manera: desde pH=0 hasta pH=10. 

Fig. 1.4: Cartulina dada con los colores y los respectivos niveles de pH en el papel de tornasol, con la cual concluimos la acidez o alcalinidad de cada disolución.

Así, fuimos mojando la punta de la varilla en cada disolución y apoyándola cuidadosamente en el papel de pH, de tal forma que primero el HCl nos salió de un color rosado (Fig. 1.5), y después el hidróxido de sodio de color morado (Fig. 1.6.; superaba los niveles indicados en la hoja de medición), el bicarbonato sódico verde, el cloruro de sodio verde pistacho, y el cloruro de magnesio como último de color amarillento (amarillo verdoso). Comparando los colores de nuestros trozos de papel de tornasol con la hoja dada, llegamos a la conclusión de confinar esta tabla que debajo presentamos:

DISOLUCIÓN	COLOR PAPEL pH	pH	CARÁCTER MEZCLA
ÁCIDO CLORHÍDRICO	Rosado	0	ÁCIDA
HIDRÓXIDO DE SODIO	Morado	10+	BASE
BICARBONATO SÓDICO	Verde	8	BASE
CLORURO DE SODIO	Verde pistacho	6	ÁCIDA
CLORURO DE MAGNESIO	Amarillo verdoso	5	ÁCIDA

Fig. 1.5: Al tocar con la punta de la varilla mojada en la disolución de HCl el papel de tornasol, este papel cambió de color a un rosa fuerte que atribuimos al nivel de pH=0 (mezcla ácida).

Fig. 1.6: Momento antes de tocar con la varilla mojada en la disolución de hidróxido de sodio el papel de tornasol, que segundos después tornaría a un color morado (pH=+10).

             

Vídeo 1.1: Aquí mostramos el momento en el que tocamos el papel de tornasol con la

 varilla mojada en hidróxido de sodio y el papel adquiere un color azul.

Durante todo este proceso es importante determinar que lavamos y secamos bien la varilla después de mojarla y apoyarla en el papel en cada uno de los pasos, y también al terminar. Mientras Gema realizaba estos pasos, Roberto grababa de vez en cuando y Mónica apuntaba los resultados, colores y todos los datos detalladamente que estuviésemos obteniendo y que pudiesen ser útiles o relevantes. Finalizamos esta primera práctica del uso de papel de tornasol para indicar el nivel de pH de las distintas disoluciones anotando estos colores y lavando y secando los materiales utilizados, así como preparando todo para realizar la segunda en menos tiempo que la primera.

2. USO DE UN INDICADOR CASERO (CALDO DE LOMBARDA)

En esta segunda práctica utilizaremos como indicador de la acidez o basicidad de las mismas disoluciones antes empleadas caldo de lombarda que habíamos previamente elaborado en casa y traído al laboratorio en un bote de cristal. Por tanto habíamos conservado las cinco disoluciones anteriores en los vasos de precipitado. La práctica se basaba en observar a qué color cambiaba ese caldo de lombarda cuando echábamos unas gotas de cada disolución, obviamente cada disolución en un tubo de ensayo distinto.

Así, cogimos varios tubos de ensayo en una gradilla, los lavamos previamente, después de recoger el material utilizado en la práctica 1 que ya no usaríamos, y también un cuentagotas. Durante todo el desarrollo de la actividad mantuvimos las hojas de teoría y de guía de la práctica presentes y encima de la mesa para consultar alguna duda, si llegaban a surgir. 

Comenzamos añadiendo a un vaso de precipitado nuevo y extra el caldo de lombarda suficiente para las cinco disoluciones para vertirlo más fácilmente al tubo de ensayo. El primer paso fue igual en todas las cinco disoluciones: añadimos caldo de lombarda desde el vaso de precipitado en los tubos de ensayo que utilizaríamos, aproximadamente ocupando 1/4 del volumen total de dichos tubos con este indicador casero. Después, como segundo paso, con un cuentagotas, cogíamos pequeñas cantidades de los correspondientes vasos de precipitado de cada disolución y las echábamos en esos tubos de ensayo, de uno en uno y conociendo qué disolución habíamos mezclado con caldo de lombarda en cada tubo. Entre disolución y disolución lavábamos el cuentagotas de manera que quedase totalmente limpio para no cometer errores y que el caldo de lombarda se cambiase a un color incorrecto. Mientras un componente lavaba el cuentagotas y grababa, otro anotaba los colores que adquería el caldo en cada caso para posteriormente indicar la acidez o alcalinidad, y otro realizaba la actividad en sí de vertir esas pequeñas gotas de disolución en el tubo de ensayo. 

Así, el caldo en el que habíamos echado gotas de la disolución de HCl tornaba a un color rojo (Fig. 2.1); en el que habíamos echado gotas de la disolución de hidróxido de sodio, amarillo; y en el que habíamos echado la disolución de cloruro de magnesio el caldo se cambió a color verde (Fig. 2.2). También en el tubo en el que había gotas de disolución de bicarbonato sódico salía azul, y por último en el de cloruro sódico, no cambiaba apenas el color, por lo que deducimos que al no variar sería neutro (Fig. 2.3).

Fig. 2.1, 2.2, 2.3: HCl (caldo de lombarda rojo), cloruro de magnesio (caldo de lombarda verde) y NaCl (caldo de lombarda morado, apenas cambia), respectivamente.

Vídeo 2.1: En este vídeo mostramos como en el tubo de ensayo el caldo de 

lombarda se torna de un color verde al echar gotas de cloruro de magnesio.

Vídeo 2.2: En este vídeo vertimos las gotas de bicarbonato sódico 

que transformaba el caldo de lombarda en color azul.

Finalizamos esta segunda práctica colocando todos los tubos de ensayo en la gradilla con sus papelitos para identificar cada disolución y hacerles una foto, anotando a la vez los datos, colores y todo lo importante o necesario, y así conseguimos confeccionar esta última tabla:

DISOLUCIÓN	COLOR CALDO DE LOMBARDA	CARÁCTER MEZCLA
ÁCIDO CLORHÍDRICO	Rojo	ÁCIDA
HIDRÓXIDO DE SODIO	Amarillo	BASE
BICARBONATO SÓDICO	Azul	BASE
CLORURO DE SODIO	Morado (apenas varía)	ÁCIDA/NEUTRA
CLORURO DE MAGNESIO	Verde	ÁCIDA

Fig. 2.4: En esta imagen podemos observar el color que ha adquirido el caldo de lombarda en cada uno de los casos y en función de la acidez o basicidad de las disoluciones anteriores (HCl de color rojo, NaHCO3 de color azul, NaCl de color morado, NaOH de color amarillo y MgCl2 de color verde oscuro).

Por último y como mero dato, indicar que una última pequeña práctica no pudimos iniciarla ni completarla por falta de tiempo; consistía en añadir una pequeña cantidad (menos de un octavo de un tubo de ensayo) de caldo de lombarda en dicho tubo de ensayo, que habríamos cogido además de los cinco donde estaban las disoluciones, y después unas gotas de la disolución de bicarbonato sódico en éste, así como en añadir después gota a gota el ácido clorhídrico agitando constantemente. El objetivo era observar lo que sucedía y anotar las conclusiones, pero como ya hemos dicho no pudimos hacerla.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Antes de explicar las prácticas de laboratorio, realizaremos una introducción teórica dejando claros los conceptos y términos que utilizaremos o serán de mayor importancia en el desarrollo de dichas prácticas. 

Comenzaremos definiendo lo que es una disolución: un sistema homogéneo formado por uno o más solutos (componente en menor proporción y en diferente estado físico que la disolución en sí, generalmente) y un disolvente (componente en mayor proporción). La disolución es una reacción química, y cada uno de los reactivos (en este caso HCl, NaCl, NaHCO3, MgCl2 y NaOH) es una sustancia que interactúa con otra en una reacción química cualquiera y que da lugar a otro tipo de sustancias, denominadas productos, de diferentes propiedades, características...

Los ácidos y las bases son dos tipos de sustancias que se pueden caracterizar por las propiedades que manifiestan. Una reacción ácido-base o reacción de neutralización es una reacción química entre un ácido y una base obteniendo como productos una sal y agua.

Johannes Brönsted y Thomas Lowry propusieron en 1923 una definición de sustancia ácida, afirmando que era aquella que podía donar H+ (ión positivo), igual que Arrhenius; pero también declararon que una base era una sustancia capaz de aceptar protones, algo que éste último no hizo. También Gilbert Lewis describió que un ácido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es aquella que puede donar ese par. Según dicha teoría de Arrhenius las bases en disolución acuosa se disocian produciendo iones OH- (por ejemplo, los hidróxidos). 

Así, los ácidos se caracterizan por tener un sabor ácido y agrio (y no debemos probarlos a no ser que tengamos la certeza total de que es inocuo); reaccionar con algunos metales como el cinc o el hierro desprendiendo hidrógeno; cambiar de color indicadores ácido-base como el papel tornasol o el caldo de lombarda (y otros que no usaremos como la fenolftaleína); neutralizar la acción de las bases; disolver sustancias; perder sus propiedades al reaccionar con las bases; conducir la corriente eléctrica en disolución acuosa (experimentando una descomposición química); reaccionar con los carbonatos desprendiendo CO2 ; y destruir concentrados tejidos biológicos vivos, por lo que algunos son corrosivos para la piel y peligrosos (como el ácido clorhídrico que usaremos). Sus disoluciones en medio acuoso tienen un pH<7.

Las bases, por su parte, tienen sabor caústico o amargo; precipitan sustancias disueltas por ácidos (sales de cobre); cambian el color de los indicadores ácido-base de manera diferente a los ácidos; son suaves al tacto pero corrosivos con la piel y peligrosos (como la sosa cáustica NaOH); neutralizan la acción de los ácidos; producen una sensación untuosa al tacto; disuelven grasas y el azufre; pierden sus propiedades al reaccionar con los ácidos; y también son conductores en una disolución acuosa. Sus disoluciones acuosas tienen un pH>7.

El pH es la escala utilizada para indicar de forma precisa la acidez o basicidad de una sustancia; suele oscilar entre valores de 0 (más ácida) y 14 (más básico). Por ello las disoluciones ácidas tienen un menor pH y las disoluciones básicas un mayor pH, algo que influye notablemente en las reacciones químicas que se producen o pueden producirse en los sistemas ácidos o básicos.

El pH puede determinarse experimentalmente de diferentes formas, como son los métodos químicos e instrumentales. Los métodos químicos son aquellos en los que empleamos indicadores (colorantes orgánicos o sustancias que permiten medir el pH de un medio), y se basan en el color que adquieren estos, dependiendo de los cuales podemos determinar el nivel de pH de la disolución, que son los que utilizamos en estas prácticas. Con respecto a los métodos de análisis instrumental, consisten en medir una determinada propiedad física de la disolución, de la cuál conocemos su dependencia matemática en función del pH; como los pH-metros (potenciómetros cuya característica es medir la diferencia de potencial de una disolución en una zona determinada del instrumento).