CALCULO DE LA CONSTANTE DE FARADAY Y EL NÚMERO DE AVOGADROEXAMEN FINAL DE LABORATORIO DE QUÍMICA

Por medio de galvanoplastia se determinará la constante de Faraday experimentalmente, así como el número de Avogadro; con la finalidad de observar el funcionamiento de una celda electrolítica con una reacción de óxido-reducción en una electrólisis.

Rogelio Antonio Flores Sierra – A0112373312/05/2010

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1. Introducción: (10 puntos)En la realización de esta práctica nos vamos a enfocar en la electroquímica para el

desarrollo de nuestro examen final. Para comenzar tenemos que empezar por definir que es la electroquímica Chang, 2007 p. lo define como:

“La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre energía la energía eléctrica y la energía química”

Estas reacciones envuelven un cambio en el estado de oxidación de uno o más elementos. En toda reacción de oxidación – reducción una sustancia se oxida (su número de oxidación aumenta) y la otra sustancia se reduce (su número de oxidación decrece). La sustancia que se oxida actúa como un agente reductor, la sustancia que se reduce actúa como agente oxidante pues este causa la oxidación de la otra sustancia.

Una aplicación de la electroquímica en donde vemos involucradas reacciones de oxidación y reducción es la electrólisis. La electrólisis se define como el proceso de descomposición de una sustancia en disolución mediante corriente eléctrica1, es decir se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontánea. Por lo tanto la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Las reacciones de electrolisis se llevan a cabo en celdas electrolíticas emplean una fuente de electricidad externa para inducir una reacción electroquímica no espontánea. La terminal negativa de la fuente externa se conecta al cátodo de la celda y la terminal positiva al ánodo, en el cátodo ocurre la reducción; en el ánodo se lleva a cabo la oxidación.

Para poder comprender mejor cómo funcionan las celdas electrolíticas se describirán a continuación los mecanismos por los cuales se transmite la corriente eléctrica dentro de estas celdas de acuerdo a Skoog, 20012:

1) Los Electrones conducen la carga dentro de los electrodos como conductor externo.

2) Los aniones y los cationes conducen la corriente dentro de la celda.3) La conducción iónica en la solución está acoplada con la conducción de los

electrones en los electrodos mediante la reacción de reducción del cátodo (acero) y la reacción de oxidación del ánodo (zinc).Por lo tanto en una celda, la electricidad se conduce por el movimiento de los aniones hacia el ánodo y de los cationes hacia el cátodo.

La solución por la que pasa la corriente debe ser una solución electrolítica o una disolución salada (ionizable). Los productos de la electrolisis pueden generalmente ser precedidos comparando los potenciales de reducción asociados con posibles procesos de

1 En Química-Electrólisis. Recuperado el 26 de Abril del 2010. Disponible en:http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_electrolisis.php 2 Skoog, D.; West, D.; Holler, F. y Crouch, S. (2001) Química Anatlítica. McGraw-Hill: México. (7a. Edición).

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2|oxidación y reducción. Los electrodos en una celda electrolítica pueden ser activos, lo que significa que puede participar en la reacción de electrolisis.

Las reacciones de oxidación y reducción que se realizan en los electrodos se llaman reacciones de media celda. La reacción total, es la suma de las dos semireacciones. La corriente que pasa por las soluciones se debe al desplazamiento de los iones y la corriente que pasa por el alambre se debe al desplazamiento de los electrones.

Electrolito: Es un soluto que produce iones en solución; una solución electrolítica conduce una fuente eléctrica. (Electricidad). Compuesto ionizable.5

La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de: a. La cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica. b. De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrolito.

Estas celdas electrolíticas serán muy útiles, ya que seguirán las leyes de Faraday y con lo cual nos permitían conocer diferentes propiedades, dichas leyes enuncian lo siguiente:

Ley de Faraday de la Electrólisis o Primera Ley:“Los gramos oxidados y/o reducidos son directamente proporcionales a la corriente

eléctrica (Manual de Química, 2009).”

Segunda Ley de Faraday:“Si varias celdas electrolíticas conectadas en serie y provistas de electrodos inertes

son atravesadas por la misma cantidad de corriente eléctrica, las cantidades de sustancia depositadas en cada electrodo son proporcionales a los equivalentes-gramo de las

sustancias depositadas (Chang, 2009)”.

En términos de ecuación la ley se puede expresar como:

Carga total = nFDónde:

n = Número de moles.F = Constante de Faraday.

Un Faraday de acuerdo a Whitten, Davis y Peck, 1998 p. 775:

“Un Faraday es la cantidad de electricidad que reduce a un peso equivalente de una sustancia en el cátodo y oxida a un peso equivalente de una sustancia en el ánodo. Esto

corresponde a la ganancia o pérdida, y por lo tanto al paso, de 6.023 X1023 electrones. Por tanto, un peso equivalente de cualquier sustancia es la cantidad de esa sustancia que

suministra o consume un mol de electrones3”

1 Faraday = 6.023 X1023 e- = 1 mol electrones = 96, 485 coulomb / mol e-

3 Whitten, K.; Davis, R. y Peck, M. (1998) Química General. McGraeHill: España. P.775.

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3|

Entonces el Peso equivalente del elemento se obtiene dividiendo el peso molecular (o atómico) entre el número de moles de electrones de la reacción4.

Dentro de una celda electrolítica pasará corriente eléctrica que se medirá en amperes, siendo:

Ampere = Coulomb/segundo

Lo que en términos de Coulomb nos queda:

Coulomb = Ampere * segundo

C = I*t

Un Coulomb es la carga transferida cuando un ampere fluye durante un segundo, pero el coulomb también establecerá una relación con el Faraday:

1 Faraday = 96,486 coulomb/mol e- = 96,500 coulomb /mol e- (Esta es la constante de Faraday)

Una vez conociendo estos datos, podemos relacionarlas las ecuaciones y aplicar el Equivalente electroquímico, que se define como la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb:

m = (Peso Eq)(I)(t)

Dónde:M = masa en gramos que se han depositadoPM = peso atómico del elementon = número de electrones intercambiadosI = intensidad de la corriente en amperiost =tiempo en segundos96500 = es el factor de equivalencia entre el Faraday y el Culombio. 1 F= 96500 C.1

NÚMERO DE AVOGRADO Tanto en el estudio de la química como uno de los objetivos de la práctica una de las

entidades básicas más importantes es el número de Avogadro. El número de Avogadro se refiere a una mol: es la cantidad de materia que contiene tantos objetos como número de átomos en exactamente 12g de 12C, es decir es la cantidad de entidades elementales –

4 Tecnológico de Monterrey, Campus Ciudad de México (2009). Manual de Química.

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4|átomos, moléculas, iones, electrones, u otras partículas o grupos específicos de éstas existentes en un mol de cualquier sustancia.

Entonces un mol es el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12, y como ya vimos anteriormente un mol estará integrado por 6.023 X1023 partículas, en este caso nos interesa un mol de carga, es decir 6.023 X1023 electrones.

El número de Avogadro fue el resultado de una difracción de rayos X medida en la distancia entre los metales y sales de una disolución; sin embargo estos presentaban un gran porcentaje de error. Es por eso que se idearon diversos experimentos para determinar el número de Avogadro por medio de la electrolisis partiendo de la relación del cambio químico por medio de la electricidad.

GALVANOPLASTIA

La electroquímica también puede trabajar con electrodos activos, es decir que participan en el proceso de la electrólisis. La galvanoplastia o electrodepositación consiste en depositar electrolíticamente metales en el cátodo (de ánodo a cátodo) de la celda, generalmente es un electrodo de platino previamente pesado, el cual se pesa nuevamente después de haber sido depositado el metal; de la diferencia de pesos se obtiene la cantidad contenida en la solución original.5 Esto generalmente se hace con la finalidad de embellecer o impartirle resistencia a la corrosión.

En esta ocasión haremos uso de una celda electrolítica, en la cual el ánodo será una placa de Zinc, mientras que el cátodo será una figura de Hierro, los electrodos estarán inmersos en una solución acuosa de Sulfato de Zinc [ZnSO4]. Al momento de suministrar corriente a la celda, tendremos reducción en el cátodo. El potencial de reducción del Zinc (-0.763 V) contra el de H2O (-0.83V) es mayor, por lo cual el Zn2+ tiene preferencia de reducirse en el cátodo.

Si hablamos del ánodo, el ZnSO4 no puede ser oxidado y solo en Zn y el H2O pueden ser oxidados, estas son las dos posibles reacciones:

La primera reacción es más negativa que la segunda, por lo tanto la primera tendrá preferencia en cuestión de oxidación. Las reacciones de electrodos se pueden resumir en:

5 Watty, Margarita. (1982) Química Analítica. Alhambra Universidad: México.

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5|De inicio parecerá que no ha habido cambio alguno, pero lo que ha ocurrido es que

se han desprendido átomos de Zinc del ánodo y se han depositado en el cátodo de Fe creando una capa delgada de Zinc que protegerá de la corrosión.

Finalmente este procedimiento nos permitirá por medio de la ecuación de equivalente electroquímico y las otras antes descritas, obtener el número de Avogadro(N) y la constante de Faraday (F) dependiendo de la interpretación que se le dé a los datos experimentales.

De esta manera la reacción que se llevará dentro de nuestra celda formada por un ánodo de celda de zinc y el cátodo es la pieza de acero o hierro.

La carga eléctrica que fluye a través del sistema durante la electrolisis, q, puede ser calculada usando la ecuación:

Luego el número de Avogadro N0 puede ser calculado usando la ecuación:

Donde, PM es el peso atómico del metal, n es el número de electrones en la semireacción, y qe es la carga en un electrón 1.602176487 (40) ×10−19 C [Constante física fundamental, es la carga que conlleva un electrón].

La constante de Faraday puede ser calculada mediante:

DESPOLARIZADOR CATÓDICO

Un aspecto que es importante considerar dentro de nuestro experimento es que si la corriente es demasiada alta se puede desprender hidrógeno, el cual impide una depositación uniforme del metal en el cátodo.6 Esto quiere decir que pueden quedar algunos pedazos de zinc (iones de zinc) en el agua y no depositarse en el metal. Por esta razón, y evitar la producción de hidrógeno se puede usar un despolarizador catódico, el cual se define como aquella sustancia que se reduce más fácilmente que el hidrógeno y no interfiera e la depositación del metal (Watty, 1982). Como despolarización ácido nítrico o urea. Entonces la reacción que ocurrirá en el cátodo será:

Sin embargo, Watty, 1982 menciona que también se puede evitar este desprendimiento de hidrógeno si se mantiene la corriente constante.

6 Watty, Margarita. (1982) Química Analítica. Alhambra Universidad: México.

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Los factores que deben tomarse hará que la electrodepositación sea un método confiable son de acuerdo a Watty, 1982; p. 261:

1) El metal se debe depositar cuantitativamente.2) El depósito debe ser puro por lo que es necesario eliminar iones que pueden

depositarse junto con el elemento por determinar.3) El metal debe ser lo suficientemente estable y adherirse al electrodo en forma

homogénea para que durante las manipulaciones de lavado, secado y pesado no se desprendan partículas del metal, que den lugar a resultados bajos.

4) Evitarse la formación de depósitos frágiles o porosos.

Los factores que influyen en la electrodepositación son de acuerdo a Watty 1982, p. 261:1. Densidad de la corriente . La densidad de corriente es la intensidad en amperios

por centímetro cuadrado de superficie del electrodo. Entonces si la intensidad es alta el depósito del metal será quebradizo o poroso; y por lo contrario si es baja la corriente será firme y homogénea. La más adecuada es de 0.005 a 0.005 amperios/cm.

2. Desprendimiento de gases . El desprendimiento de gases en el cátodo impide (hidrógeno) la depositación homogénea; y además el depósito quedará poroso y tiende a desprenderse con facilidad del electrodo.

3. Composición de la Solución. (Copiado tal cual de Watty, 1982; p. 261) La mayor parte de los metales (excepto el cobre) se depositan en forma homogénea si el ión forma un complejo estable; tal es el caso del níquel, del cobalto, de la plata, etc., los cuales en soluciones amoniacos o de cianuros en medio alcalino producen depósitos homogéneos y firmemente adheridos a la superficie del electrodo; por lo contrario, si dichos iones se encuentran en solución acuosa, el depósito no es homogéneo y se desprende fácilmente del electrodo.

4. Superficie del electrodo. Sobre superficies que son perfectamente limpias o lisas se depositan precipitados densos y finalmente pulverizados, entonces Watty 1982, p. 261, especifica que si el metal forma una aleación con el elemento del electrodo utilizado, aquel se adherirá fácilmente.

2. Objetivos:

Aproximar la constante de Faraday experimentalmente.

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7| Aproximar  el número de Avogadro experimentalmente. Observar el comportamiento de una reacción red-ox. Observar el funcionamiento de la electroquímica a través de una electrólisis. Aprender a realizar el procedimiento de galvanizado.

3. Procedimiento:(5 puntos)

4. Material y Reactivos: (5 puntos)

MATERIAL IMAGENVoltímetro.

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8|1 Piezas de zinc.

1 Pieza de hierro

1 Vasos de precipitado de 250 ml.

Balanza analítica.

Cronómetro.

Matraz aforado de 100 ml.

2 Pilas cuadradas de 9 volts

Caimanes

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9|SUSTANCIASSulfato de zinc

Ácido Acético o /clorhídrico

EQUIPO MONTADO

Ilustración 1 .Equipo Montado . Ya en esta ilustración se puede observar cómo queda la celda electrolítica junto con la pila y el voltímetro, en cuanto se conectó la pila pudimos observar desprendimiento de iones y como es que poco a poco la pieza de hierro

se comenzaba.

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10|5. Observaciones: (10 puntos)

Se preparó una solución 1 molar de ácido clorhídrico al 20% en 10ml.

Se preparó una solución de sulfato de zinc 0.1M en 250ml.

El peso inicial del hierro fue 205.445.

De conecto el negativo de la pila al hierro y el positivo al zinc.

Se tomó el promedio de la intensidad en el intervalo del tiempo asignado, en esta caso fue de 270 segundos.

El zinc usado no fue al 100%: es mayoritariamente zinc.

En cuanto se conectaban la pila se comenzó a ver como la pieza de hierro se llenaba de partículas de zinc.

Así como se empezó a ver como cantidades de zinc se pegaban al hierro, también se pudo observar como otras se quedaban en la solución.

Para la determinación de q (carga eléctrica) en coulombs, y debido a que la corriente suministrada no era constante, se procedió a tomar en intervalos de 15 segundos la intensidad, sacar la recta de esos valores corriente contra tiempo por medio del ajuste lineal y finalmente integrar la ecuación de la recta generada.

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11|6. Cálculos, gráficas y tablas: (10 puntos)

Se evalúa la forma de presentar los cálculos y tablas de resultados.

PREPRARACIÓN DE SOLUCIONES

Solución Peso Molecular (g/mol)Volumen

(L)Molaridad

(n/L) Masa (g) al 20%HCl 36.45 0.01 1 0.365 0.0729

ZnSO4 161.43 0.25 0.1 4.036

EXPERIMENTO 1

tiempo amperes0 0.075

15 0.07530 0.07445 0.07260 0.07275 0.07190 0.071

105 0.07120 0.069135 0.069150 0.068165 0.068180 0.067195 0.067210 0.066225 0.066240 0.066255 0.066270 0.065

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EXPERIMENTO 2

tiempo amperes

15 0.0830 0.07845 0.07760 0.07675 0.07690 0.075

105 0.075120 0.074135 0.074150 0.074165 0.073180 0.072195 0.072210 0.072225 0.072240 0.072255 0.072270 0.072285 0.072300 0.072

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TABLA DE RESULTADOS

ConstantesFaraday 96450No. Avogadro 6.022 141 79x1023

Carga por e- 1.602176487(40)×10-19

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14|7. Resultados: (15 puntos)

Discutir todas las posibles fuentes de error.Discutir la información que se pueda obtener de gráficas, tablas de resultados y observaciones.

Ilustración 2 . Desprendimiento de Zinc . Fue evidente el desprendimiento de partículas de zinc durante el experimento, lo que demuestra que la práctica se realizó de manera correcta.

Ilustración 3 . Zinc en la solución . En esta ilustración se muestra como algunas partículas se zinc no se pegaron por completo al hierro, sino se quedaron en la solución.

Fue evidente como a los 10 segundos de iniciar el experimento y suministrar corriente, por medio de la batería de 9 volts, se empezaron a ver como se desprendían partículas de zinc y estas se insertaban en el hierro (Ilustración 2). Sin embargo pudimos percibir que también algunas partículas no se quedaban por completo en el zinc, sino en la solución (Ilustración 3).

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15|En la tabla de resultados podemos observar como claramente los valores de

Faraday y el número de Avogadro fueron muy aproximados, incluso el porcentaje de error marcado por los resultados fueron en el experimento 1 de 2.47%, y en el otro de 4.89%; lo que es un porcentaje de error considerable y que no pasa el 5% permitido. Con estos resultados nos quieren decir que la práctica y el manejo de los componentes de ella se realizaron de manera cuidadosa y adecuada, es decir la preparación de soluciones fue la correcta (sulfato de zinc) y se limpiaron bien los metales con el ácido clorhídrico.

No obstante, siempre hay que ver porque se marcó este porcentaje de error, el porcentaje de error obtenido, se pudo deber a que finalmente quedaron partículas de zinc en la solución, partículas que finalmente no fueron añadidas al hierro y que al momento de pesar el hierro al final del experimento pues este peso no correspondía realmente al valor verdadero de zinc desprendido. Esto se debió, a que como se describe en la teoría sección 1, p. 5 del reporte, no se usó un despolarizador catódico, que disminuyera la cantidad de hidrógeno producido. A pesar de que nuestra solución fue una preparación de sulfato de zinc, esta como se menciona en la teoría, finalmente está en una solución acuosa y en toda solución acuosa habrá un depósito que iones es del todo homogéneo y tenderá a desprenderse las partículas del ánodo (en este caso el zinc) fácilmente del electrodo. Entonces estas pequeñas partículas que se podían observar en la solución, eran partículas de zinc que se desprendieron debido a la falta del uso de un despolarizador catódico, o bien por no ponerse a una corriente constante.

Finalmente puedo agregar que para obtener la Q (carga) del experimento fue necesario integrar, a la falta de corriente constante, como se muestra en las gráficas es muy fácil darse cuenta que la corriente transmitida por la pila de 9 volts no fue constante, que con el uso o el tiempo fue dando menos corriente debido a que se va desgastando. Para integrar fue necesario sacar la línea de tendencia, luego la ecuación de esa recta para que finalmente se integrará y dicho resultado correspondía ya a Q (caraga) en coulomb.

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16|8. Conclusiones: (15 puntos)

Para que usted tenga una guía puede contestar las siguientes preguntas: ¿Se lograron los objetivos?, ¿Qué alcance tiene el método?, ¿Es confiable?, etc.

Dentro de la realización de la práctica se lograron los objetivos porque fue posible determinar la constante de Faraday y el número de Avogadro, así como observar como ocurre una reacción red-ox dentro de la electrólisis. Además este método puede resultar muy exacto, si se siguen las aclaraciones antes descritas en resultados y las especificaciones presentadas en la introducción. Este método es confiable porque los porcentajes de error obtenidos, realmente fueron muy bajos de 2.47% y 4.89%. También durante la reacción se pudo observar claramente como sucede este intercambio de iones, y como las partículas de zinc se adhieren al hierro, y como observación principal es la de cómo funciona una celda electrolítica y como ocurre este intercambio de iones dentro de ella.

Para nosotros fue muy importante la realización de este experimento porque comprendimos cómo realmente funcionan las celdas electrolíticas, ya que dentro de las prácticas del curso vimos cómo funcionan las galvánicas y nos íbamos a ir sin conocer las electrolíticas. Además sirvió de refuerzo para comprender el último tema visto dentro del curos de química: electroquímica, que lo tome en el semestre pasado.

Para terminar y siendo este el último reporte quiero especificar que dentro de este curso realmente aprendí mucho y reforcé conocimientos que habían quedado débiles o dudosos en el curos de química y bueno al menos a mí me sirvió que la maestra fuera exigente, ya que me permitió crecer como persona y exigirme por cuenta propia: excelente curso.

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17|9. Manejo de residuos: (10 puntos)

Investigar la toxicidad de los reactivos empleados, así como los riesgos existentes al manipularlos. Indicar cómo tratar los residuos y donde depositarlos.

ZnSO4 Salud: Materiales que bajo corta exposición pueden causar daños temporales o permanentes, aunque se preste atención médica.Inflamabilidad: Materiales que no se queman como el agua. Reactividad: Normalmente son estables, incluso bajo condiciones de la exposición del fuego, y no es reactivo con agua.

HCl Salud: Materiales que bajo corta exposición pueden causar daños temporales o permanentes, incluso en caso de atención médica.Inflamabilidad: Materiales que no se queman, como el agua.Reactividad: Normalmente son estables, pero puede llegar a ser inestable en las temperaturas y las presiones elevadas.

Zn Salud: Materiales bajo cuya exposición en condiciones de incendio no existe otro peligro que el del material combustible ordinario.Inflamabilidad: Materiales que deben precalentarse antes de que ocurra la ignición, cuyo punto de inflamabilidad es superior a 93°C (200°F).Reactividad: Normalmente es estable, pero puede llegar a ser inestable en las temperaturas y las presiones elevadas.

Fe Salud: Materiales bajo cuya exposición en condiciones de incendio no existe otro peligro que el del material combustible ordinario.Inflamabilidad: Materiales que deben precalentarse antes de que ocurra la ignición, cuyo punto de inflamabilidad es superior a 93°C (200°F).Reactividad: Normalmente es estable, pero puede llegar a ser inestable en las temperaturas y las presiones elevadas.

El Zinc y el Hierro serán desechados en el taller de mecánica en el depósito de basura de metales, o bien se pueden reciclar. En cuanto al Ácido clorhídrico es necesario neutralizar para posteriormente desechar en la tarja con abundante agua. Finalmente el Sulfato de Zinc debe de diluirse con abundante agua y desecharse en la tarja.

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18|10. Bibliografía: (10 puntos)

Brown T. L., LeMay Jr.H. E., Bursten B. E. (2006). Chemistry: The Central Science. (Tenth Edition) New Jersey: Prentice Hall.

Chang R. (2006). Chemistry. (Ninth Edition). New York:McGraw Hill

Ilhami CEYHUN Z.K. (2004). A fast and simple way for the determination of Avogadro Number and Faraday Constant. Journal of TURKISH SCIENCE EDUCATION Volume 1, Issue 2, December 2004.

Skoog, D.; West, D.; Holler, F. y Crouch, S. (2001) Química Anatlítica. McGraw-Hill: México. (7a. Edición).

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Whitten, K.; Davis, R. y Peck, M. (1998) Química General. McGraeHill: España. P.775.

Electrolisis química. Recuperado el 27 de Abril de 2010 de: http://www.angelfire.com/me2/ciberquimia/electrolisis.htm

Constante de Avogadro y de Loschmidt. Recuperado el 27 de Abril de 2010 de: www.alcyone.com/max/physics/laws/l.html

De NFPA. Recuperado el 4 de Abril del 2010. Disponible en:http://www.nfpa.org/aboutthecodes/AboutTheCodes.asp?DocNum=704&cookie%5Ftest=1

En Química-Electrólisis. Recuperado el 26 de Abril del 2010. Disponible en:http://www.fisicanet.com.ar/quimica/q1_electrolisis.php