martes, 23 de abril de 2013

Práctica 21


Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla
Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas
Departamento de Biotecnología

Laboratorio de Química Experimental-Q.1014.01
Dr. Isaac Monroy
Mtro. Víctor H. Blanco

Práctica 21: ESPECTROFOTOMETRÍA DE ABSORCIÓN VISIBLE:
Preparación de un espectro de absorción y de una curva estándar.  
Equipo 7:
Laura Barba Castillo A01322562
Alejandro Larios Campos A00399515
Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406
Brenda Berenice Jerónimo Atanacio   A01324138

Fecha de entrega: martes 23 de abril de 2013


Objetivo:
Ø  Aprender el uso del espectrofotómetro, así como aprender a preparar un espectro de absorción y una curva estándar.


Introducción
La espectrofotometría es un método de análisis óptico que se encarga de estudiar la energía radiante, propagación de energía en el espacio sin necesidad de materia, o flujo que se transmite absorbe o refleja a través de una superficie como función de la longitud de onda y para esto es necesario un espectrofotómetro.

Los espectrofotómetros son instrumentos utilizados en el laboratorio para realizar análisis cuantitativos y cualitativos de ciertas mezclas o compuestos químicos.  El uso de estos instrumentos es esencial para realizar análisis de gran importancia dentro de los diversos sectores de la industria, por ejemplo, la  farmacéutica, análisis clínicos, refresqueras, alimentos, área textil, pintura, petroquímica, química entre otros.

Por medio del espectrofotómetro podemos obtener valores para determinar la transmitancia, absorbancia o longitud de onda. El primero se refiere a la magnitud que se presenta al relacionar la energía radiante que atraviesa la muestra sin cambio en la frecuencia y la que incurre en ella. El segundo término es la cantidad de energía radiante que se absorbe por la muestra y por último, longitud de onda es el desplazamiento en dirección de propagación entre dos puntos consecutivos de una onda periódica en la cual la fase es la misma.

El ancho de banda espectral (ABE) es lo que caracteriza la longitud efectiva de una curva de distribución de intensidad entre diferentes longitudes de onda, determina la abertura por la cual pasa el haz de luz.

La región visible del espectro electromagnético abarca de 380 a 780 nm. Esta región del espectro es usada ampliamente en el laboratorio analítico. Cuando observamos una muestra, vemos luz reflejada.  La luz que se refleja es la que el objeto absorbió varias en longitudes de onda.

El análisis cualitativo por espectroscopia de absorción mide la absorbancia de una sustancia a varias longitudes de onda crecientes. Graficando absorbancia contra concentración, se obtiene la curva estándar.  (Harris 2007)

En esta práctica se trabajó con un colorante rojo para alimentos en el cual se determinó el espectro de absorción y la longitud de onda para la curva estándar a partir de la cual se obtuvo la concentración de la muestra.


Desarrollo

1.      Se pesaron 0.05g de colorante rojo en polvo.
2.      Se preparó una solución de colorante a 1000ppm.
3.      Se tomaron 2.5ml de la solución original y se diluyó a 50ppm.
4.      Después se tomaron 10ml de la solución de 50ppm y se diluyó a 10ppm.


Resultados

Tabla. Absorbancia de la muestra de 10ppm a diferentes longitudes de onda.
Longitud de onda (nm)
Absorbancia
280
0.043
340
0.031
440
0.022
540
0.054
580
0.018
640
0.007
760
0.005
Fuente. Laboratorio de Química Experimenta, ITESM, Campus Puebla.

Se eligió la longitud de onda de 340nm porque presentaba un valor  intermedio en la absorbancia.

Tabla. Absorbancia presentada por las diferentes soluciones a una longitud de onda de 340nm.
Solución (ppm)
Absorbancia
Solución (ppm)
Absorbancia
2
0.013
100
0.127
10
0.019
4
0.016
2
0.045
6
0.049
8
0.050
4
0.062
100
0.169
6
0.058
50
0.109
8
0.076
10
0.031
50
0.183
Fuente. Laboratorio de Química Experimenta, ITESM, Campus Puebla.


Discusión
La absorbancia, también conocida como densidad óptica, corresponde al logaritmo negativo de la tramitancia. Su importancia se debe a que es proporcional a la concentración c de la especie que absorbe la luz de la muestra. Esto se expresa en  la ley de Lambert-Beer, la cual constituye el fundamento de la espectrofotometría en química analítica, de acuerdo con la siguiente ecuación:

A = ebc

Por lo general, la concentración de la muestra esta expresada en moles/litro y el camino óptico b, en centímetros. La cantidad e (épsilon) es llamada absortividad molar, y tiene unidades 1/M * cm. (Harris, 2007)

A partir de la absorbancia se construyó una curva de calibrado, utilizando soluciones patrón o estándar de colorante rojo de comida a 2, 4, 6, 8, 10, 50 y 100 ppm.  Para este procedimiento se utilizó una longitud de onda de 340nm, la cual se determinó a partir del espectro de absorción de una muestra de 10 ppm. (Harris, 2007)

Se utilizó una solución blanco con agua destilada para eliminar el error debido a impurezas o especies con absorbancia a dicha longitud de onda. Finalmente se construyó un gráfico de dispersión y se obtuvo la recta de mejor ajuste a través de una regresión lineal simple. A partir de la ecuación de la curva es posible determinar la concentración de las soluciones problema a partir de sus valores de absorbancia. (Harris, 2007)

Figura. Curva estándar de colorante de alimentos rojo a 340nm.


Cuestionario
1.      Defina los siguientes términos: absorbancia, extinción, densidad óptica, transmitancia porcentual, absortividad, absortividad molar, coeficiente de extinción molar, espectro de absorción, curva estándar.

°          Absorbancia: se define por la ecuación:


Extinción: la expresión log10 Io/I se conoce como la extinción E o absorbancia. (Plummer, 1981)
°          Densidad óptica: es la absorbancia.
°          Transmitancia porcentual: Cuando la celda del solvente es reemplazada por la celda que contiene la muestra. (Brunatti & Martín, s.f.)
°          Absortividad: constante de proporcionalidad. a en la relación: A = abc. Donde A es la absorbancia, b es la longitud del camino a través de la solución y c es la concentración de la especie absorbente.
°          Absortividad molar: es cuando la concentración se expresa en moles por litro y la longitud de la celda en centímetros. Se designa como ɛ.
°          Coeficiente de extinción molar: es una constante para cada sustancia y se denota por ɛ en la ecuación: A = ɛcl
°          Espectro de absorción: gráfico que muestra cómo varía A al variar la longitud de onda. Este es característico para cada sustancia y la forma de la curva es igual para cada sustancia a diferentes concentraciones.
°          Curva estándar: gráfica que representa la respuesta del detector en función de la concentración del analito.
(Harris, 2007)


2.      ¿Cuál es la diferencia fundamental entre un espectrofotómetro convencional y un colorímetro o fotocolorímetro?
En los procedimientos basados en igualación de color se deben usar continuamente disoluciones patrón, mientras que en el espectofotómetro una vez construida la curva sólo es necesario comprobar ocasionalmente un punto.

3.      ¿Cuál o cuáles son las diferencias entre un espectrofotómetro convencional y uno de arreglo de diodos o fotodiodos?

Un transductor con fotodiodos de silicio se compone de una unión pn de polarización inversa formada por un circuito integrado de silicio. Requiere sólo de alimentación de bajo voltaje o pueden funcionar en polarización cero. Tienen intervalos espectrales entre 190 y 1100nm. (Douglas, et al.)

En el espectrofotómetro la luz que procede de una fuente continua pasa a través de un monocromador que selecciona una banda estrecha de longitudes de onda del haz incidente, esta luz atraviesa la muestra y mide la irradiancia que la luz que emerge.  (Harris, 2007)

4.      ¿Qué tipo de detectores se utilizan en fotocolorímetros y espectrofotómetros?

Para el fotocolorímetro se utilizan las células fotoeléctricas y galvanómetros.
Existen tres montajes fotoeléctricos que se emplean en la detección de radiación:
·         Células fotovoltaicas o de barrera.
·         Fototubos.
·         Células fotoconductivas.
(Pino & Pérez, 1983)


5.      ¿Cómo funcionan estos detectores?

Fotocolorímetro: la luz llega a una fotocélula que genera una corriente eléctrica en proporción directa a la intensidad de la luz incidente. Esta señal eléctrica pequeña se incrementa mediante un amplificador y la señal amplificada pasa a un galvanómetro calibrado en una escala logarítmica que da directamente medidas de absorbancia. (Plummer, 1981)

Montajes fotoeléctricos:
·         Células fotovoltaicas o de barrera: la energía radiante genera una corriente en la interface de un semiconductor y un metal.
·         Fototubos: la radiación origina fotoemisión de electrones desde una superficie sólida.
·         Células fotoconductivas: la absorción de la radiación por un semiconductor origina un cambio en su resistencia eléctrica. Se emplean especialmente para detectar radiación infrarroja.
(Pino & Pérez, 1983)



Conclusión

Por medio del manejo del espectrofotómetro y a través de la medición de absorbancia usando soluciones patrón de colorante rojo para alimentos, fue posible realizar una curva estándar para futuras mediciones de soluciones problema de concentraciones conocidas.



Bibliografía
Brunatti, C. & Martín, A. (s.f.) Introducción a la Espectroscopía de Absorción Molecular Ultravioleta, Visible e Infrarrojo Cercano.
Capilla, P.; Artigas, J. & Pujol i Ramo, J. (2002) Fundamentos de colorimetría. Universitat de València. España.
Harris, D. (2007) Análisis Químico Cuantitativo 3ra ed. Barcelona, España: REVERTÉ
Pino, F. & Pérez, D. (1983) Análisis de elementos-traza por espectrofotometría de absorción molecular ultravioleta – visible. Universidad de Sevilla. España.
Plummer, D. (1981) Bioquímica práctica. McGraw-Hil.


miércoles, 17 de abril de 2013

Práctica 20


Instituto Tecnológico de Estudios Superiores de Monterrey
Campus Puebla
Escuela de Ingeniería y Ciencias Aplicadas
Departamento de Biotecnología

Laboratorio de Química Experimental-Q.1014.01
Dr. Isaac Monroy
Mtro. Víctor H. Blanco

Práctica 20: TITULACIÓN POTENCIOMETRICA Y QUIMICA ANALITICA            
Equipo 7:
Laura Barba Castillo A01322562
Alejandro Larios Campos A00399515
Rodrigo E. Hernández Jiménez A01324406
Brenda Berenice Jerónimo Atanacio   A01324138

Fecha de entrega: jueves 18 de abril de 2013



Objetivo:
Ø  Realizar una titulación potenciométrica ácido - base sin ayuda de indicadores, sólo detectando el punto final cuando al calcular los pH ocurra un cambio relativamente alto entre estos.


Introducción

La química analítica estudia los métodos y las técnicas que se emplean para determinar la composición de la materia. La química analítica se puede subdividir según el tipo de información que busque el análisis. Todo investigador en las ciencias experimentales tiene ocasión de utilizar resultados analíticos en el transcurso de su labor.
(West Skoog & West, 2002)

La titulación potenciométrica se realiza cuando no es posible la detección del punto final de una valoración empleando un indicador visual. Se considera uno de los métodos más exactos, porque el potencial sigue el cambio real de la actividad y, el punto final coincide directamente con el punto de equivalencia.

Las principales ventajas del método potenciométrico son su aplicabilidad a soluciones turbias, florecentes, opacas, coloreadas, cuando sean inaplicables o no se puedan obtener indicadores visuales adecuados.

El método de titulación potenciométrica ácido – base se fundamenta en que los iones hidrógenos presentes en una muestra como resultado de la disociación o hidrólisis de solutos, son neutralizados mediante titulación con un álcali estándar. El proceso consiste en la medición y registro del potencial de la celda (en milivoltios o pH) después de la adición del reactivo (álcali estándar) utilizando un potenciómetro o medidor de pH. Para hallar la concentración del analito se construye una curva de titulación graficando los valores de pH observados contra el volumen acumulativo (ml) de la solución titulante empleada. La curva obtenida debe mostrar uno o más puntos de inflexión (punto de inflexión es aquel en el cual la pendiente de la curva cambia de signo).

La titulación de un ácido fuerte con una base fuerte se caracteriza por tres etapas importantes:
Los iones hidronios están en mayor cantidad que los iones hidróxidos antes del punto de equivalencia.
Los iones hidronios e hidróxidos están presentes en concentraciones iguales, en el punto de equivalencia.
Los iones hidróxidos están en exceso, después del punto de equivalencia.
(Universidad Católica Andrés Bello – Guayana, 2005)



Desarrollo

Experimento 1. Titulación potenciométrica - acido fuerte – base fuerte.
1.      Se calibró el potenciómetro utilizando soluciones amortiguadoras de pH 4,7 y 10. 
2.      Se colocó en un vaso de precipitado de 50ml, 5ml de HCl 0.1N.
3.      Se montó el equipo de titulación, y se añadió NaOH 0.1N en la bureta.
4.      Se anotó el pH inicial de la solución de HCl
5.      Se agregó 0.5 ml de NaOH 0.1N y se anotó el pH de la solución.
6.      Se repitió en punto anterior hasta que se observó un cambio brusco de pH.

Experimento 2. Determinación de ácido acético en vinagre.
1.      Se preparó la solución con 5 ml de vinagre y el resto de agua en un matraz aforado de 25 ml.
2.      De la solución de tomo 1 ml y se puso en un matraz de 50 ml a la cual se le agregó una gota de fenolftaleína.
3.      Posteriormente se llevó a cabo la titulación con una solución de NaOH 0.1 N hasta que el color rosa persistió por más de 15 seg.
4.      Se repitió el experimento 4 veces más.

Figura. Titulación del vinagre con NaOH 0.1N
Fuente. Laboratorio de Química Experimenta, ITESM, Campus Puebla.

Figura. Color rosa que se presentó en la titulación.
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.


Experimento 3. Determinación de carbonatos.
1.      Se tomó una alícuota de 2ml de la solución previamente hecha (0.25g de muestra problema, 5ml de agua destila,  aforados a 25 ml)
2.      La bureta se llenó con HCl 0.1 N y se le agregaron 2 gotas de fenolftaleína.
3.      Se tituló hasta que la solución tenía una coloración rosa púrpura.
4.      Se continuó titulando una vez que se le agregaron 2 gotas de naranja de metilo.
5.      Se finalizó de titular hasta que sola solución tuvo un color canela.


Resultados

Experimento 1. Titulación potenciométrica - acido fuerte – base fuerte.
Se observó un cambio brusco de pH al agregar 7. 5ml

Tabla. Titulación potenciométrica de alícuotas de 5ml de HCL  0.1N, con NaOH 0.1N.
Volumen de NaOH 0.1N (ml)
pH
0
1.07
0.5
1.08
1.0
1.13
1.5
1.26
2.0
1.28
2.5
1.38
3.0
1.47
3.5
1.52
4.0
1.63
4.5
1.73
5.0
1.81
5.5
2.02
6.0
2.14
6.5
2.39
7.0
2.85
7.5
11.02
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

Figura. Curva de valoración de una alícuota de 5ml de HCl 0.1N con NaOH  0.1N.
Fuente. Laboratorio de Química Experimenta. ITESM, Puebla.

Experimento 2. Determinación de ácido acético en vinagre.
Acidez del vinagre en gramos de ácido acético por 100 mL de muestra.


Mililitros gastados de NaOH
1.      2.4 ml
2.      2.4 ml
3.      2.4ml
4.      2.4 ml
5.     2.4 ml


Experimento 3. Determinación de carbonatos.

Tabla. Resultados en 5 determinaciones

Titulación con fenolftaleína (ml)
Titulación con naranja de metilo (ml)
1.7
6.3
1.7
6.1
1.7
6.2
1.5
6.1
1.6
5.8
Fuente. Laboratorio de Química Experimental, ITESM, Campus Puebla.

La muestra está compuesta por carbonatos y bicarbonatos (Na2CO3  y  NaHCO3)


Discusión

Experimento 1. Titulación potenciométrica - acido fuerte – base fuerte.
En la figura se muestra una curva característica de las titulaciones de ácido fuerte con base fuerte. En ella cuatro regiones pueden reconocerse:
pH inicial: el pH de la solución previo a la titulación está determinado por la concentración inicial de HCl. Debido a que la concentración de la solución de HCl fue de 0.1N el pH inicial es de 1, de acuerdo a la siguiente ecuación: pH=-log(0.1) (Brown, 2004)
pH antes del punto de equivalencia: a medida se agregó NaOH, el pH aumentó levemente. Antes del punto de equivalencia el pH está determinado por la concentración de HCl que aún no había sido neutralizado. (Brown, 2004)
Punto de equivalencia: en el punto de equivalencia ha reaccionado el mismo número de moles de HCl y NaOH. El pH de la solución en este punto es 7 debido a que ningún ion de los compuestos utilizados se hidroliza. En la práctica este punto se encontró entre los 7ml y los 7.5 ml de valorante.  Debido a la relación de moles 1:1 se esperó que este punto se observara al añadir 5ml de NaOH. Sin embargo, el valor se reportó arriba de los 7.5 ml posiblemente debido a errores en la calibración del potenciómetro o la dilución del HCl concentrado. (Brown, 2004)
Posterior al punto de equivalencia: el pH de la solución después del punto de equivalencia está determinado por  la concentración en exceso de NaOH. Debido a esto se observó un cambio súbito en el pH. (Brown, 2004)

Experimento 2. Determinación de ácido acético en vinagre.
Para determinar la acidez total del vinagre de una forma fácil es por valoración o titulación son una solución patrón de base. A pesar de que hay otros ácidos presentes, el resultado del análisis se atribuye al contenido de ácido acético, que el que ácido primordial. Los vinagres suelen contener entre 4 y 5 % de ácido, referido al CH3COOH. (Skoog y West 2000).
Sin embargo, el valor de grado de acidez puede variar por factores como la contaminación de la base usada en volumetría, en este caso el NaOH, la cual no puede ser considerado como patrón primario ya que se contamina con facilidad con la humedad y el CO2 dificultando su utilización como titulante. Para ellos es necesario eliminar los iones de carbonato presentes en el sólido. (Universidad Nacional de Catamarca 2010)

Experimento 3. Determinación de carbonatos.
La mezcla de carbonatos y bicarbonatos se valoró en 2 etapas: le primera con fenolftaleína, la cual registra el cambio de carbonato a bicarbonato y la segunda con naranja de metilo que detecta el cambio del bicarbonato total a ácido carbónico. El volumen gastado con el naranja de metilo resulta mayor que el gastado con la fenolftaleína, Vf <  Vm. (Riaño, 2007)


Cuestionario

Experimento 1. Titulación potenciométrica - acido fuerte – base fuerte.
1.      ¿Qué es una titulación potenciométrica?
Es una valoración basada en una reacción de oxidación-reducción entre el analito y el valorante. (Harris, 2007)

2.      ¿Qué es una solución amortiguadora?
Es una solución que contienen un par conjugado ácido-base débil, resiste los cambios drásticos de pH cuando se agregan pequeñas cantidades de un ácido o una base fuerte. Un amortiguador resiste los cambios de pH porque contiene tanto una especia ácida que neutraliza los iones PH- como una básica que neutraliza los iones H+.  Sin embargo, las especies ácida y básica que componen el amortiguador no deben consumirse una a otra en una reacción de neutralización. Ejemplo, HC2H3O2-C2H3O2-. (Brown, 2004)

3.     Menciona los electrodos de referencia utilizados comúnmente en el laboratorio.
·         Electrodo de Calomelanos
·         Electrodo Mercurio/Sulfato
·         Electrodo Plata/cloruro
·         Electrodo/cobre, sulfato de cobre.
(Harris, 2007; Electrodos de referencia, s.f.)


Experimento 2. Determinación de ácido acético en vinagre.
1.      Menciona algunas características del vinagre.
El vinagre es una solución que contiene diferentes tipos de ácidos esencialmente ácido acético entre otros.
Un índice de la calidad de un vinagre es la denominada acidez total ó grado acético que hace referencia a la cantidad total de ácidos que contiene el vinagre expresada como gramos de ácido acético por 100ml de vinagre. El vinagre blanco destilado es el más usado en el hogar. Tiene un sabor más suave que el de vino tinto. Se elaboran generalmente a partir de la caña de azúcar, el maíz o la melaza, y son los más empleados en la elaboración de encurtidos, salsas envasadas, etc.
(Guzmán 1997)

2.      Escriba la reacción de titulación del ácido acético con NaOH.
CH3COOH + NaOH à CH3COONa + H2O

3.      ¿Qué aplicación tiene el ácido acético glacial?
Se emplea en la industria química como agente acidulante y neutralizante así como en la producción de anhídrido acético, ésteres de acetato, acetato de celulosa, monómero de vinil acetato, y ácido cloro acético, producción de plásticos, farmacéuticos e insecticidas, químicos fotográficos, aditivos para comida, coagulantes, impresión en textiles, aditivo de los alimentos (en forma de vinagre), coagulante de látex natural, acidificador de pozos petroleros, obtención de nylon y fibras acrílicas. (CISPROQUIM 2005)


Experimento 3. Determinación de carbonatos.
1.      ¿Cuál es el titulante utilizado en una determinación de carbonatos?
El ácido clorhídrico es el titulante que se emplea con frecuencia para disolución de carbonatos y rocas carbonatadas  (para separar la fracción de carbonato de los silicatos y lo óxidos). (Buscarons et al. 1986)

2.      ¿Qué compuestos podemos encontrar en una mezcla de carbonatos?
Se pueden encontrar:
Ácido carbónico
Anión HCO3-

3.      Menciona las etapas que se llevan a cabo en la titulación de carbonato y porque?
Los carbonatos, CO32-, se valoran en dos etapas:
Formación de anión HCO3-
Formación de ácido carbónico

El punto final de la primera entapa se determina con fenolftaleína y la segunda con naranja de metilo. Los volúmenes gastados de ácido patrón son iguales en cada etapa: Vf = Vm. (Riaño, 2007)

4.      ¿Cuál es la reacción que se lleva a cabo entre el NaOH con el NaHCO3?

No puede existir la mezcla entre el NaOH y el NaHCO3  porqué reaccionarían para formar Na2CO3, quedando sólo ésta sustancia o una mezcla con el excedente del reactivo sobrante de la reacción; si fuera el NaOH, sería una mezcla de ésta con el carbonato formado, mezcla ya considerada. Si sobrará bicarbonato, sería una mezcla de éste con el carbonato formado, mezcla también ya considerada. (Riaño, 2007)


  
Conclusión
Se realizó la titulación potenciometrica de HCl, utilizando como valorante NaOH 0.1N, en ausencia de indicadores ácido-base. Se generaron residuos de solución acuosa básica.

Para determinar si la muestra contiene hidróxidos, carbonatos o bicarbonatos se tiene que valorar primero con fenolftaleína y después con naranja de metilo, dependiendo de las proporciones generadas entre los volúmenes usados de HCl para titular es como se puede determinar los compuestos de los que está hecha la muestra. En el experimento se generaron residuos de soluciones ácidas, y residuos de soluciones acuosas, dichos residuos se depositaron en sus respectivos contenedores.


Bibliografía
Brown, T. (2004) Química, la ciencia central. Pearson Educación. México.
Buscarons, F.; Capitán, F. & Fermín, L. (1986) Análisis inorgánico cualitativo sistemático. Reverte. España.
CISPROQUIM. (2005). Hoja de datos de seguridad: ácido acético. Bogota: Consejo Colombiano de Seguridad. Recuperado el 16/04/2013 en: http://www.cisproquim.org.co/HOJAS_SEGURIDAD/Acido_acetico.pdf
Electrodos de referencia. (s.f.) Recuperado el 15 de abril de 2013 de http://bibliotecadigital.ilce.edu.mx/sites/ciencia/volumen2/ciencia3/079/htm/sec_5.htm
Guzmán, Matías. (1997). El vinagre: características, atributos y control de calidad. Madrid: Díaz de Santos.
Harris, D. (2007) Quantative Chemistry Analysis. Reverte. New York, U.S.A.
Riaño, N. (2007) Fundamentos de Química Analítica básica, análisis cuantitativo. Universidad de Caldas. Colombia.
Skoog, Douglas y West, Donald. (2000). Analytical Chemistry An Introduction. Fort Worth: Thomson
Titulación potenciometrica (2005) Escuela de Ingeniería Industrial, Manual de Prácticas Laboratorio Química. Universidad Católica Andrés Bello – Guayana
Universidad Nacional de Catamarca. (2010). Guía de trabajos prácticos de Química Analítica. Catamarca, Argentina: Editorial Científica Universitaria. Recuperado el 17/04/2013: http://www.editorial.unca.edu.ar/Publicacione%20on%20line/CUADERNOS%20DE%20CATEDRA/Luna%20Maria%20Celia/11-Determinaciondeacidez.pdf
West Skoog, D. & West D. (2002) Introduccion a La Quimica Analitica / An Introduction to Analytical Chemistry. Reverte. Estados Unidos.