Practica 1 Ingeniería en Bioquímica Instituto Tecnológico Superior de Calkiní 2024-2025 PDF

1 Instituto Tecnológico Superior de Calkiní INGENIERÍA EN BIOQUÍMICA...

1 Instituto Tecnológico Superior de Calkiní INGENIERÍA EN BIOQUÍMICA ACTIVIDAD: PRÁCTICA 1. Ciclo escolar: 2024-2025 N EQUILIBRIO QUÍMICO: PRINCIPIO DE LE CHATELIER Fisicoquímica Docente: Emmanuel De Jesús Chi Gutiérrez Alumno: Can Tun Ray Aldahir 8139 Chan Huchin Maria Azucena 8176 Chi Tamay Jorge Pablo 8127 Semestre: “5” Grupo: A Gutiérrez Cruz Michel Guadalupe 8171 Moo Ceh Yanari Jahdai 8214 Pech Mena Gelmy Jaqueline 8117 Zavala Argaez Alfredo Ubaldo 8204 Parcial: 1 Fecha de entrega: 29/09/2024  2 INTRODUCCIÓN El equilibrio químico representa un estado dinámico en el que la composición de un sistema permanece constante a lo largo del tiempo. Este estado de equilibrio se ve influenciado por factores como la temperatura, la presión y la concentración de las especies químicas involucradas. Para que un sistema alcance el equilibrio, las velocidades de la reacción directa y la inversa deben igualarse. En esta práctica, exploraremos experimentalmente el comportamiento de un sistema en equilibrio ante perturbaciones. Analizaremos cómo cambios en las condiciones del sistema afectan su estabilidad y cómo se restablece un nuevo estado de equilibrio. El principio de Le Châtelier nos proporciona una herramienta fundamental para predecir el sentido en el que se desplazará un equilibrio al ser perturbado. Este principio establece que, cuando se aplica una perturbación a un sistema en equilibrio, el sistema evolucionará de manera a contrarrestar parcialmente dicho cambio y alcanzar un nuevo estado de equilibrio. A través de este experimento, comprenderemos cómo factores como la concentración, la temperatura y, en algunos casos, la presión, pueden modificar la posición de un equilibrio químico. Asimismo, evaluaremos la aplicabilidad del principio de Le Châtelier en sistemas reales y su importancia en diversos procesos químicos.  3 OBJETIVO Complementar las explicaciones dadas por el docente sobre el principio de Le Chatelier con la realización y experimentación de forma física de un ejemplo de una especie de sistema con el cual se use este principio en situaciones aplicables diversas mientras se analiza el equilibrio químico del Cloruro de hierro III (FeCL3) con tiocianato de potasio (KSCN) con factores variables de forma didáctica en reacciones específicas reversibles comunes.  4 Material. Pipetas de 10 ml (2) Matraces aforados (2) Placa de calentamiento (1) Bolsita de hielo (1) Tubos de ensayo 20 ml (6) Termómetro (1) Probeta (2) Cinta masking (1) Recipiente almacenamiento (3) Varilla de vidrio (1) Agua destilada Gotero (1) Papel aluminio (1) Espátula (1) Balanza analítica (1) Gradilla (1) Vasos de precipitado (2) Cloruro de hierro III 0.1 M Tiocianato de potasio 0.1 M Hidróxido de sodio 2 M  5 Desarrollo y Procedimiento de la práctica. Parte 1 1. Lo primero que se realizó fueron los debidos cálculos para la preparación de las soluciones 𝐹𝑒𝐶𝑙3 al 1M, 𝑁𝑎𝑜𝐻 al 2M y KSCN al 1M. 2. En base a los cálculos se realizaron las soluciones. 3. En un vaso de precipitado de 100 ml se agregaron 1 ml de 𝐹𝑒𝐶𝑙3 0.1 M y 1 ml de 𝐾𝑆𝐶𝑁 0.1 M. 4. En el vaso de precipitado anterior se agregaron 50 ml de agua destilada y se agitó suavemente con una varilla de vidrio hasta homogeneizar. 5. Para la preparación de los tubos de ensayo se tomaron 4 de ellos y se enumeraron del 1 al 4. A cada uno se le agrego 10 ml de la solución antes preparada. 6. Posteriormente se pasó a la adición de los aditivos. El tubo 1 fue el cual se dejó como tubo de control, por lo que no se le agrego nada; mientras que al tubo 2 se le agrego 20 gotas de 𝐹𝑒𝐶𝑙3 0.1 M agitándolo; al tubo 3 se le agregaron 20 gotas de 𝐾𝑆𝐶𝑁 0.1 M agitando la solución; al 4 se le agregaron 134 gotas de NaOH 2 M hasta que se tornó de un tono naranja y se agito. Parte 2 1. Iniciamos con la preparación de la solución tomando una probeta de 25 ml, al cual se le añadió 1 ml de 𝐹𝑒𝐶𝑙3 0.1 M y 1 ml de 𝐾𝑆𝐶𝑁 0.1 M a completando a 20 ml con agua destilada para obtener la solución 2. 2. Para la preparación de los tubos, se tomamos 2, los cuales fueron enumeramos como tubo 5 y 6 (solo para seguir la sucesión de los números iniciada en la primera  6 parte), para rotularlos uno con agua “fría” (tubo 6) y el otro con agua “caliente” (tubo 5); agregamos 10 ml en cada tubo de la solución 2 preparada en el primer punto. 3. Pasamos a los cambios de temperatura iniciando con el tubo 6 (caliente) y lo sumergimos en un baño de agua caliente hasta alcanzar la temperatura de 90°C; continuando con el tubo 5 (frío), este se sumergió en un baño de hielo el cual con ayuda del termómetro medimos que tenía una temperatura de 4.5°C, ambos se dejaron sumergidos en su baño correspondiente por 10 min. 4. Se sacaron del baño cada tubo, registrando la temperatura cada 10 minutos hasta alcanzar la temperatura ambiente.  7 OBSERVACIONES Observación y registro Parte 1. En el caso del tubo uno pudimos notar varios tipos de cambios en la elaboración de la práctica. En el tubo 1 no hubo ningún cambio físico o químico por que fue el tubo de control, siempre manteniendo un color entre naranja y amarillo debido a la reacción del FeCl3 y KSCN. En el tubo 2 al anexar el cloruro de hierro (III) o FeCl₃ ocurrió una reacción que torno de un color naranja mucho más fuerte a la coloración inicial de una forma casi inmediata en el tiocianato férrico, donde supusimos que ocasiono que se formara más producto. En el tubo 3 a pesar de colocar una misma cantidad de ml de tiocianato de potasio o KSCN en el tiocianato férrico, pensábamos que se tornaría de un color amarillo a uno más suave porque el tiocianato de potasio era incoloro y al anexarlo ocasionaría una desestabilización, no obstante, lo que en realidad paso es que al igual que cuando añadimos el cloruro de hierro, este se volvió de un color naranja fuerte (pero no tanto en comparación al tubo anterior), al analizar un poco la situación determinamos que ocasiono la producción de más producto y por eso se aumentó el color de la mezcla. En el último tubo de ensayo, al agregar el NaOH, con un total de 134 gotas, fue visible la aparición de un precitado de color naranja, indicando la formación de un compuesto férrico insoluble en agua.  8 Tubos Observaciones Tubo 1 Este se utilizó como tubo de control para observar la reacción que tendrían los demás. Solo de observó la reacción del FeCl3 y el KSCN. Tubo 2 Al añadirle 20 gotas de y FeCl₃ se observa como el compuesto de tiocianato de potasio aumento a un color rojo, debido al aumento en la formación del Fe(SCN)3 Tubo 3 Se le agrega más de KSCN de igual se intensifica el color rojo, ya que se desplazará a la derecha aumentando la formación de productos, pero en menor medida que el tubo 2 Tubo 4 Se le agrega NaOH se observa como forma partículas de un color entre naranja y rojo, el cual es un precipitado ferroso.  9 Observación y registro parte 2. Al colocar el tubo 5 en agua fría y el tubo 6 en agua caliente, ocurrieron cambios visibles luego de aproximadamente 10 minutos, en donde en el tubo 5 se oscureció pasando de un color amarillento a uno muy naranja, además de que se podía ver mucho más espeso, mientras que en el tubo 6 con el agua caliente se volvió de un color más amarillento bajando su intensidad. En este pudimos observar que en el tubo de baño caliente se produjo una reacción exotérmica por lo que sucedió una liberación de energía haciendo que la reacción se desplazara hacia la izquierda siguiendo el lado de los reactivos, contrario al tubo del baño frío en el cual se produjo una reacción endotérmica la cual absorbió el calor, haciendo que la reacción se desplazara hacia la derecha correspondiendo al lado de los productos. Numero de tubo Imagen Descripción general Características principales Tubo 5 (Frio) La coloración cambia de La reacción se desplaza un color naranja a uno más a la derecha en dirección rojo, siendo que la a productos. temperatura bajaba por el Color rojo fuerte. agua con hielo Se puede decir que el demostrando una mayor tipo de reacción es formación de productos exotérmica ya que libera férricos. energía. Con el fin de Temperaturas alcanzadas: estabilizarse la reacción se desplaza para Temperatura inicial del compensar el cambio, vaso y tubo de ensayo: siendo que las uniones 4.5°C se vuelven más fuertes. 10 minutos:15°C 20 minutos:25°C Tubo 6 (Caliente) La coloración conforme se En esta reacción el calentó el tiocianato férrico sentido de fue bajando su intensidad desplazamiento fue a la volviéndose de naranja una dirección izquierda en especie de color dorado o razón de productos a amarillo. reactivos. Temperaturas alcanzadas: Coloración dorada o amarilla.  10 Temperatura inicial del El tipo de reacción se vaso:91.2°C puede decir que es del 10 minutos:44.5°C tipo exotérmica, puesto 20 minutos:29.5°C que, al calentarse favoreció a la absorción calor y separación de moléculas. RESULTADOS Y DISCUSION Parte 1 Las reacciones en cada uno de los tubos de ensayo. A continuación, se presentan los resultados obtenidos: En el tubo 1, se agregó la solución de FeCl3 y KSCN, donde dieron como resultado 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2++ KCl. El cuál fue utilizado como referencia o blanco para los demás experimentos. Dada la siguiente ecuación: 𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 3𝐾𝑆𝐶𝑁 = 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2+ + 𝐾𝐶𝑙 𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 3𝐾𝑆𝐶𝑁 = 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)3 + 3𝐾𝐶𝑙 (Base de cálculo para balanceo.) Tubo 2.- De la solución madre (2) de FeCl3 y KSCN, se le agregó una cantidad de concentración de tiocianato de potasio (KSCN). Se observa el aumento en la intensidad del color naranja, lo que indica una mayor concentración de complejos formados. Este cambio de color sugiere que la adición de KSCN desplazó el equilibrio químico hacia los productos, conforme al principio de Le Châtelier, impulsando la reacción a la derecha, favoreciendo la formación de Fe(SCN)3 Tubo 3.- También se utilizó la solución madre (2) de FeCl3 y KSCN, pero en este caso se añadió como concentración extra cloruro de hierro (III) (FeCl₃). El resultado fue similar al del tubo 2, con  11 un nivel aumentado en la intensidad del color naranja, sin embargo, fue mayor en comparación la coloración al anterior. Esto se debe a la compensación del exceso de iones Fe³⁺, que desplazó el equilibrio hacia lado derecho que va a los productos. En el tubo 4, se agregó hidróxido de sodio (NaOH) en gotas a una solución madre (2). El NaOH provocó un cambio en la coloración, pasando a un naranja suave. Este cambio se debió a la reacción entre el hidróxido de sodio y los iones de hierro presentes en la solución, generando precipitados de hidróxido de hierro (Fe(OH)₃). Tras la adición de un volumen significativo de NaOH (134 gotas), se observará la formación de pequeñas partículas naranjas en el fondo del tubo, correspondientes a las moléculas de (Fe(OH)₃).Después de un tiempo, se notó la sedimentación del precipitado, separando fases de color blanco-transparente, amarillo y partículas naranjas. Esto indica que el equilibrio se desplazó hacia la izquierda donde se encuentran los reactivos debido a la formación de precipitados. Tubo 4 dado por la siguiente ecuación: 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2+ + 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐾𝐶𝑙 ↔ 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 + 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐾𝑆𝐶𝑁 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)3 + 3𝑁𝑎𝑂𝐻 + 3𝐾𝐶𝑙 ↔ 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 + 3𝑁𝑎𝐶𝑙 + 3𝐾𝑆𝐶𝑁 (Base de calculo para balanceo). Parte 2 En cuanto a los tubos sometidos a la temperatura, se observó que sucede lo siguiente: En el tubo colocado en agua caliente, se produjo una reacción exotérmica, liberando energía, sin embargo, al estar este en presencia de un medio con un excedente de energía, se ve reflejado en un  12 desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, favoreciendo la generación de reactivos, por ello se notó la disminución de color. Esto se debe a que podemos manejar el calor como un producto, y al aumentar el producto (calor), el principio de le chatelier contrarrestará parcialmente este cambio, dirigiendo el excedente energético hacia el área de los reactivos (si aumentas elementos de un lado de la ecuación, en el otro se deberán de reducir). En cambio, al someterlo a baja temperatura, según el principio de Le Chatelier, la reacción se movió hacia la derecha generando un aumento en la concentración de los productos. Si consideramos nuevamente al calor como un producto, al eliminar productos (debido a que el medió gélido absorberá la temperatura generada), el principio neutralizará parcialmente el cambio, aumentando la formación de productos para compensar la disminución del tercer producto (calor).  13 CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es aporte de conocimientos de esta práctica de laboratorio en tu formación como ingeniero bioquímico? En el área de la bioquímica, la mayoría de las reacciones tienden a alcanzar el denominado punto de equilibrio, es por ello al modificar variables como la temperatura, presión y concentración de reactivos o productos, el sistema reacciona para restablecer el equilibrio. Esto se ve reflejado en sistemas como el enzimático, puesto que su actividad y velocidad se ven influenciadas por la concentración de reactivos-productos (tales como la ruta metabólica). Ejemplo: en la glucólisis, si aumentan los niveles de glucosa, el equilibrio se desplaza hacia la producción de piruvato. 2. ¿Cómo afecta el aumento de la concentración de KSCN y FeCl₃ en la reacción entre el FeCl₃ y KSCN? Explica el efecto observado. Al unir estos dos reactivos, se forma un producto de tiocianato de hierro, los cuales tienden a equilibrarse, por lo tanto, al añadirle más concentración de este mismo, observamos el aumento de coloración pasando a un color rojo intenso. Esto dado por la siguiente ecuación. Donde el agente dador de “color” es el hierro y su subproducto de 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2+ 𝐹𝑒𝐶𝑙3 + 𝐾𝑆𝐶𝑁 = 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2+ + 𝐾𝐶𝑙 Al agregar en extra tanto 𝐹𝑒𝐶𝑙3 𝑦 𝐾𝑆𝐶𝑁, la reacción se dirigirá hacia la derecha, favoreciendo la formación de los reactivos, hasta que agote alguno de los reactivos. Al agregar en excedente uno de los 2 reactivos, el otro se agotará y se detendrá la generación de productos. Si disminuimos la concentración de Hierro en la solución, le reacción se desplazará a  14 la izquierda disminuyendo la formación de 𝐹𝑒(𝑆𝐶𝑁)2+ perdiendo la concentración de color visible. 3. Al agregar NaOH a la mezcla, ¿Qué cambios se observan en la solución y por qué? Cuando agregamos el NaOH a KSCN y FeCl₃ tenemos un compuesto llamado hidróxido de hierro observando unas ligeras esferas de color entre naranja y rojo esto sucede debido a que al agregar iones OH (mientras más iones OH agreguemos, más formación de reactivo tendremos), generando el compuesto 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 generando una solución saturada, como este compuesto es insoluble en agua (o muy poco soluble para ser exactos), se genera rápidamente una solución sobre saturada, agrupándose y precipitándose. 4. ¿Qué efecto tiene un incremento en la temperatura sobre la reacción de formación del complejo [Fe(SCN)]²⁺? Describe lo que sucede. Cuando nosotros aumentamos la temperatura (teniendo en cuenta que es una reacción exotérmica), el punto de equilibrio se ve afectado, entonces vemos como se desplazara hacia la izquierda favoreciendo la formación de reactivos, por ello es visible la reducción de productos a través del cambio del color (pérdida de intensidad). Esto se debe a que podemos manejar el calor como un producto, y al aumentar el producto (calor), el principio de le chatelier contrarrestará parcialmente este cambio, dirigiendo el excedente energético hacia el área de los reactivos (si aumentas elementos de un lado de la ecuación, en el otro se deberán de reducir).  15 5. ¿Qué efecto tiene una disminución en la temperatura sobre la reacción de formación del complejo [Fe(SCN)]²⁺? Describe lo que sucede. Al disminuir la temperatura, considerando que es una reacción exotérmica, según el principio de Le Chatelier, la reacción se dirigirá hacia la derecha para la formación de productos. Si consideramos nuevamente al calor como un producto, al eliminar productos (debido a que el medió gélido absorberá la temperatura generada), el principio neutralizará parcialmente el cambio, aumentando la formación de productos para compensar la disminución del tercer producto (calor).  16 CONCLUSIONES PERSONALES Alfredo Ubaldo Zavala Argaez Esta práctica fue muy interesante para saber cómo funciona el equilibrio químico y como pueden variar dependiendo de las concentraciones al igual como es que como se desplaza el punto de equilibrio con el cambio de temperatura cuando se calienta puede que favorecer a los productos al igual cuando disminuye favorece a los reactivos y como regresa a sus componentes. Maria Azucena Chan Huchin La practico resulto muy interesante, por lo que pude observar los cambios de equilibrio con las diferentes sustancias preparadas, como afecta al aumentarle más reactivo a las disoluciones y ver cómo reaccionan rápidamente a un color rojo por el cambio de equilibrio, de igual manera en los últimos dos tubos de ensayos que fui aplicado calor y frio, si regresa a los reactivos o productos ya vistos en clases anteriores. Michel Guadalupe Gutierrez Cruz Realizar esta práctica nos ayudó mucho a entender y de alguna manera aterrizar los conceptos antes vistos en clases, como es el caso de la parte dos de la práctica, en la cual notamos como en el tubo con agua caliente a 90°C estaba sucediendo una liberación de energía, por lo que se trataba de una reacción exotérmica haciendo que la reacción se desplazará hacía la izquierda que es el lado de los reactivos, mientras que en el tubo con el agua fría (en hielo) estaba sucediendo una absorción de energía, es decir una reacción endotérmica, haciendo que la reacción se desplazará hacía la derecha, lado de los productos. Nota: lo del desplazamiento de la reacción sucede a nivel químico, pero no a simple vista.  17 Ray Aldhair Can Tun El principio de Le Chatelier es muy útil para la identificación y análisis de diferentes tipos de las cuales se necesitan estudiar porque pueden decirnos fácilmente qué tipo de solución puede formarse y bajo qué criterios puede cambiar la concentración o incluso la cantidad de producto que se puede encontrar, al ser un tema de fisicoquímica nos ayuda principalmente para entender de mejor manera sobre las reacciones químicas y parte de las reglas con las que se rigen para poder aprender de forma correcta y lograr así profundizar de mejor forma sobre la naturaleza de nuestra ingeniería. Gelmy Jaqueline Pech Mena El principio de Le Chatelier es muy importante para los ingenieros bioquímicos ya que nos pueden ayudar a desarrollar procesos más eficientes en una industria, desarrollar fármacos como es el caso de la insulina, realizar investigaciones, etc. Teniendo este principio en una reacción exotérmica es fundamental para controlar y optimizar las reacciones químicas, al modificar la temperatura podemos influir en la dirección y el rendimiento de una reacción, lo que tiene implicaciones importantes en la producción de sustancias. Jorge Pablo Chi Tamay El equilibrio químico se da cuando la velocidad de formación de los productos iguala a la descomposición de los mismos, estando en un estado dinámico constante. El principio de Le Chatelier dicta que cuando un sistema es sometido a un cambio de temperatura, presión y concentración, el sistema se ajustará de tal manera en el cual se cancele parcialmente el cambio en el cuál decimos que la gráfica se mueve a la derecha cuando aumenta la concentración de productos o a la izquierda, cuando aumenta la concentración de reactivos. Gracias a este experimento, nos  18 hemos dado cuenta como en efecto, las variables de temperatura y concentración afectan a la reacción química, dando como resultado variaciones entre la relación reactivo-producto, dando como resultado un modelo de sistemas más complejos, tales como las rutas metabólicas, la actividad enzimática, la respiración celular, etc. Yanari Jahdai Moo Ceh 8214 En el transcurso de la practica realizada logramos observar cómo tanto reactivos y productos alcanzan un equilibrio químico dependiendo de las perturbaciones a las cuales pueden ser sometidos, no sin antes también comprobar y comprender como el principio fundamental de le chatelier aplicado fue el resultado de cuando en un sistema es sometido a estos cambios el desplazamiento de su comportamiento se ajustará hasta alcanzar la cancelación de cada uno de los compuestos, ya sea que se desplace en dirección de reactantes o productos. Con ello aprendimos como este tipo de perturbaciones tienden a afectar el equilibrio químico en alguna reacción afectando su comportamiento acelerando o minimizando ciertos parámetros los cuales pueden o dan paso a diversos modelos ya establecidos.  19 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS Bhatia A. (2020). Introduction to Material and Energy Balance. www.PDHonline.com Capparelli, A. (2013). Fisicoquímica básica Libros de Cátedra. www.editorial.unlp.edu.ar Gordon, H. (1973). Cinética Química (1st ed., Vol. 1). Kurt, C. (2006). TERMODINÁMICA. 67–70. Levine, I. N. (2004). Fisicoquímica. Maron, S., & Prutton, C. (2002). Fundamentos de fisicoquimica de maron y prutton. Monsalvo, V. R., Del Rocío, M., Sánchez, R., Guadalupe, M., Pascual, M., & Muñoz Pérez, G. (2014). Balance de materia y energía Procesos industriales Procesos industriales. Smith, J. M.. (1981). Chemical engineering kinetics. McGraw-Hill.  20 ANEXOS Paso realizado Evidencia Paso realizado Evidencia Preparación de Preparación de la soluciones mezcla de tiocianato férrico para los tubos 5 y 6 Medición de ml Verter la mezcla en los requeridos en la tubos correspondientes. practica Colocar en un vaso de Creación de la precipitados agua y mezcla de calentarlo en la placa de Tiocianato Férrico calentamiento hasta a para usarse. 90°C, luego anexar el tubo 6 en el vaso para calentarlo por 10 minutos. Colocar la cantidad En otro vaso de requerida en los precipitados colocar tubos de ensayo (4 agua con hielos y luego tubos) de un tiempo colocar el tubo de ensayo 5 y dejar 10 minutos. En los 4 tubos de Analizar resultados. ensayo se anexan mas reactivos como mejor convenga, como por goteos (o con la misma cantidad en una probeta) Análisis de resultados y verificación en coordinación con el docente. Cálculos Molares  21 Cloruro Férrico (III) FeCl3 a 0.1 M en 100 ml=0.1L Peso Molecular Formulas n= (Moles de soluto) (L soluto) Fe=(55.845)(1) =55.845 g= (n)(PM) Cl=(35.453) (3) =106.359 PM= 162.204 g/mol Sustitución n= (0.1 M) (0.1 L) = 0.01 mol g= (0.01 mol) (162.204 g/mol) = 1.62204 g Hidróxido de sodio NaOH 2M a 50ml=0.05 L y 100 ml=0.1 L Peso Molecular Formulas n= (Moles de soluto) (L soluto) Na=22.9897 g= (n)(PM) O= 15.999 H= 1.008 PM= 39.9967 g/mol Sustitución para 50 ml n= (2 M) (0.05 L) = 0.1mol g= (0.1 mol) (39.9967 g/mol) = 3.99967 g Sustitución para 100 ml n= (2 M) (0.1 L) = 0.2mol g= (0.2 mol) (39.9967 g/mol) = 7.99934 g  22 Tiocianato de Potasio KSCN a 0.1 M en 100 ml=0.1 L y en 50 ml=0.05 L Peso Molecular Formulas n= (Moles de soluto) (L soluto) K=39.098 g= (n)(PM) S= 32.06 C= 12.011 N= 14.007 PM= 97.176 g/mol Sustitución para 50 ml n= (0.1 M) (0.05 L) = 0.005mol g= (0.005mol) (97.176 g/mol) = 0.48588 g Sustitución para 100 ml n= (0.1 M) (0.1 L) = 0.01mol g= (0.01mol) (97.176 g/mol) = 0.97176 g 23