LABORATORIO N°1 EL ESTUDIO DE LA LLAMA Y OPERACIONES FUNDAMENTALES EN EL LABORATORIO Objetivos: Experimento N°2.- “EL Mechero de Bunsen y el Estudio de la llama” La presente experiencia tiene por objeto, que el estudiante pueda distinguir entre las clases de llama y las zonas que presentan las mismas y además la adecuada manipulación del mechero para su máximo aprovechamiento térmico en las experiencias del laboratorio.
Experimento N°3.- “Operaciones seguridad en el laboratorio”
Fundamentales
y
medidas
de
Conocer, aspectos teóricos elementales correspondientes a ciertas técnicas de uso común en el Laboratorio. Estas se denominan “operaciones fundamentales” por usarse continuamente en los trabajos experimentales de Química. Dichas operaciones comprenden: calentamiento, evaporación, filtración, absorción, cristalización, destilación, sublimación, extracción de solventes. En el trabajo de laboratorio, es de suma importancia conocer la forma correcta de llevar a cabo las operaciones fundamentales, calentar tubos de ensayo, trasvasar un líquido y otras. Su cabal conocimiento evita la pérdida de tiempo y recursos, además, conduce a la obtención de mejores resultados experimentales, contribuye a evitar accidentes y crea hábitos correctos en la manipulación de los diversos materiales y utensilios. Por otra parte, además de manipular correctamente, es necesario observar, escrupulosamente, las reglas de seguridad en el trabajo, a causa de la existencia de sustancias y materiales capaces de causar accidentes, en ocasiones lamentables. En este capítulo describimos la forma de llevar a cabo las opresiones más comunes en la experimentación química y a la vez damos algunos consejos y medidas cuyo stricto cumplimiento es indispensable para la seguridad y el éxito en el trabajo. Al comenzar a practicar las operaciones que a continuación describimos se deben utilizar líquidos y sólidos completamente inofensivos tales como agua,
arena, etc; para que de esta manera se adquiera la habilidad necesaria sin sufrir accidentes.
Fundamento Teórico LA LLAMA Las llamas se originan en reacciones muy exotérmicas de combustión y están constituidas por mezclas de gases incandescentes. Son las fuentes más comunes de calor intenso. En general, la reacción de combustión se transmite a una región de la masa gaseosa a partir de un punto de ignición; al proseguir la propagación, la mezcla reaccionante va diluyéndose, la reacción cesa gradualmente y la llama queda limitada a una zona del espacio. La llama más utilizada en el laboratorio es la producida por la combustión de un gas (propano, butano o gas ciudad), con el oxígeno del aire. La combustión completa (con exceso de oxígeno) produce agua y dióxido de carbono, una llama poco luminosa y de gran poder calorífico. La combustión incompleta produce, además de dióxido de carbono y agua, carbono, monóxido de carbono y otros productos intermedios, da origen a llamas de bajo poder calorífico y altamente luminoso (debido a la incandescencia de las partículas de carbono que se producen). Para controlar las llamas se utiliza el mechero de laboratorio que, a pesar de existir diversos tipos, el mecanismo de funcionamiento es similar en todos ellos. Esencialmente constan de un tubo, llamado cañón, a cuya base llega la entrada de gas a través de un pequeño orificio. En esta zona existen unas aberturas, regulables mediante una anilla (virola), que permiten la entrada del aire al cañón. La expansión del gas a través del pequeño orificio succiona el aire exterior produciéndose, de este modo, una mezcla gasoxígeno que asciende por el cañón hasta la boca del mismo que es donde se produce la llama. Al abrir el paso de aire, la combustión es completa y en la llama se aprecian dos zonas claramente separadas por un cono azul pálido. En el exterior del cono la combustión es completa, existe un exceso de oxígeno y se producen altas temperaturas (zona oxidante). En el interior del cono los gases todavía no se han inflamado y en el cono mismo hay zonas donde la combustión no es todavía completa y existen gases no oxidados a dióxido de carbono y agua por lo que se tiene una zona reductora de la llama.
EL AUMENTO EBULLOCÓPICO El aumento ebulloscópico es una propiedad de las soluciones. Esto es debido a que una sustancia pura tiene un punto de ebullición determinado. Pero a agregarle un soluto, cambian sus propiedades, esto incluye un posible aumento (aumento ebulloscópico) o disminución de su temperatura (descenso crioscópico) de ebullición. Dicho aumento es directamente proporcional a la molalidad del soluto. Este aumento esta dado por la siguiente fórmula: Aumento ebulloscópico= i x Kb x actividad Donde: i=factor de van't Hoff Kb= constante de aumento ebulloscópico. Esto es propio de cada sustancia La actividad se expresa en mol/kg. Se obtiene multiplicando la molalidad por el coeficiente de actividad. REACCIONES DE PRECIPITACIÓN Las reacciones de precipitación se utilizan en el laboratorio para identificar los iones presentes en una disolución. En la industria, las reacciones de precipitación se utilizan para la obtención de numerosos compuestos químicos. A continuación se explicara algunas reglas sencillas para poder predecir estas reacciones. Pero primero se definirá lo que es una ecuación iónica neta. Ecuaciones iónicas netas: Una ecuación iónica neta es una ecuación que incluye solamente los
participantes en la reacción, estando cada participante indicado mediante el símbolo o fórmula que mejor lo representa. Se escriben símbolos para los iones individuales [tales como Ag+(aq)], y fórmulas completas para los sólidos insolubles [tales como AgI(s)]. Como en las ecuaciones iónicas netas intervienen especies con carga electrónica, los iones, una ecuación iónica neta debe tener ajustado tanto los números de átomos de cada tipo, como las cargas eléctricas. Debe aparecer la misma carga eléctrica neta en los dos lados de la ecuación. Un ejemplo puede ser la siguiente reacción
AgNO3(aq) + NaI(aq) -----> AgI(s) + NaNO3(aq) De esta procedemos a separarla en iones
Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + I-(aq) -----> AgI(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)
Se observa que en la ecuación el Na+(aq) y el NO3-(aq) aparecen en los dos lados de la ecuación. Estos iones no son reactivos; se encuentras presentes
en la reacción sin modificarse y podríamos llamarlos iones espectadores. Si eliminamos estos iones espectadores, lo que queda es la ecuación iónica neta.
Ag+(aq) + I-(aq) -----> AgI(s)
Predicción de las reacciones de precipitación Supongamos que nos preguntan si hay precipitación cuando se mezclan las siguientes disoluciones acuosas.
AgNO3(aq) + KBr(aq)
-----> ?
Siguiendo el procedimiento anterior entonces lo mejor sería reescribir la ecuación en su forma iónica.
Ag+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Br-
(aq)
-----> ?
Solamente hay dos posibilidades: o bien alguna combinación de catión y anión conduce a un sólido insoluble o precipitado, o bien no es posible semejante combinación y no hay ninguna reacción. Para predecir lo que sucede sin ir al laboratorio a realizar experimentos, necesitamos información acerca de los tipos de compuestos iónicos que son solubles en agua y los que son insolubles. Los compuestos insolubles se forman cuando se mezclan los iones adecuados en disolución. La forma más resumida de dar esta información es mediante un conjunto de reglas de solubilidad. A continuación se dan algunas de las reglas más sencillas. Compuestos solubles Todos los nitratos, percloratos y los acetatos de los metales alcalinos (Grupo 1) y el ion amonio (NH4+). Compuestos en su mayoría solubles Los cloruros, los bromuros y los ioduros, excepto los de Pb 2+, Ag+ y 2+ Hg que son insolubles. Los sulfatos, excepto los de Sr2+, Ba2+, Pb2+ y Hg2+ que son insolubles (CaSO4 es un poco soluble). Compuestos en su mayoría insolubles Los hidróxidos y los sulfuros. (Los hidróxidos y los sulfuros de los metales del Grupo 1 y el NH4+ son solubles. Los sulfuros de los metales del Grupo 2 son solubles. Los hidróxidos de Ca2+, Sr2+ y Ba2+ son ligeramente solubles). Los carbonatos y los fosfatos. (Los de los metales del Grupo 1 y el NH4+ son solubles).
De acuerdo con estas reglas, el AgBr(S) es insoluble en agua y debería de precipitar, mientras que el KNO3(S) es soluble. Entonces nuestra ecuación iónica queda así:
Ag+(aq) + NO3-(aq) + K+(aq) + Br- (aq) -----> AgBr(S) + K+(aq) + NO3- (aq) Para la ecuación iónica neta tenemos
Ag+(aq) + Br-
(aq)
----->
AgBr(S)
El principio de Arquímedes El principio de Arquímedes es un principio físico que afirma que un cuerpo total o parcialmente sumergido en un fluido estático, será empujado con una fuerza ascendente igual al peso del volumen de fluido desplazado por dicho objeto. De este modo, cuando un cuerpo está sumergido en el fluido se genera un hidrostático resultante de las presiones sobre la superficie del cuerpo, que actúa siempre hacia arriba a través del centro de gravedad del cuerpo del fluido desplazado y de valor igual al peso del fluido desplazado. Esta fuerza se mide en Newtons (en el SI) y su ecuación se describe como:
Donde ρf es la densidad del fluido, V el volumen del cuerpo sumergido y g la aceleración de la gravedad. Experimentos 2.- El mechero de Bunsen y el estudio de la llama Experimento de la porcelana Encender el mechero
Usar llama luminosa
Usar llama no luminosa
Colocar
Un pedazo de Porcelana Hasta
Notar cambios en su exterior (color, temperatura, etc.) Anotar
Diferencias entre lo que ocurre con ambas llamas Experimento del papel Experimento de la rejilla de asbesto Encender el mechero con llama no luminosa.
Encender el mechero con llama no luminosa
Colocar
Colocar
Un papel o cartulina sobre la llama. Anotar cambios y forma de esos cambios.
La rejilla de asbesto sobre el mechero Hasta
Encender
Que cambie de tonalidad
Por encima y observar
Observar
Si la llama traspasa la rejilla, o no
Experimento del fosforo Experimento de la llama y el tubo
Colocar un palito de fosforo atravesado por Colocar un alfiler a 3 mm. de su cabeza Dentro
Del Tubo o vástago
Encender el mechero con llama no luminosa Colocar
Un tubito en forma de V Formando
Un ángulo de 45° con respecto a la vertical. Luego
Encender el mechero
Observar lo que pasa con el fósforo.
Encender un fosforo en el otro extremo del tubo Regular la entrada de aire y observar cambios en el fósforo
1. Observaciones del experimento Experimento 2.1.1.- La porcelana al principio es de color blanco; luego, cuando la llama es luminosa, se torna de un color negro producto del hollín, pero cuando se cambio a llama no luminosa se observo un muy tenue cambio de color a rojo. También al medir la temperatura nos percatamos de que la llama luminosa calentó más que la llama no luminosa, pero nos dimos cuenta que sucedió esto debido a que acercamos la porcelana demasiado al cono frio en la llama no luminosa y, en el caso de la llama luminosa, colocamos la porcelana en la zona superior. Debido a esto al cabo de diez segundos la llama luminosa logró calentar más a la porcelana 2.- En el experimento del papel se observó que se quemó más rápidamente la zona de los costados de la llama no luminosa; sin embargo, la zona del cono interno (zona más fría de la llama no luminosa) tardo más tiempo en quemar el papel 3.- La rejilla frente a la llama no luminosa adquirió un color rojo en los alrededores de la llama y a través de estas zonas de color rojo sale el fuego Frente a la llama luminosa al acercar la rejilla, la llama como que se reduce para luego de un instante pasar alrededor de la rejilla 4.- En lo que respecta al experimento del fosforo incrustado en el alfiler, se observo que este no se encendió. 5.- En el experimento del fosforo y el tubo, al acercar el fosforo encendido al tubo, y luego de alejarlo, se observo que en el extremo del tubo se forma una pequeña llama de color azul. Al regular la entrada de aire se observa que la llama disminuye a medida que se cierra la entrada de aire.
2. Cuestionario
1. Haga un esquema del mechero indicando sus partes.
Vástago Boquilla
Anillo Regulador Válvula Reguladora Base
2. ¿Cuándo se produce la llama azulina “no luminosa” y cuándo la llama “luminosa? La llama no luminosa se produce cuando se abre completamente el compartimiento de ventilación del mechero, haciendo que ingrese más oxígeno provocando una combustión completa. En cambio la llama luminosa se produce cuando la entrada de aire está completamente cerrada, haciendo que no ingrese suficiente oxígeno provocando una combustión incompleta.
3. Explique la presencia de las partículas de carbón en la llama luminosa. Escribir las ecuaciones balanceadas de ambos tipos de llama En la combustión del gas se forma monóxido luego este se separa en dióxido y partículas de carbono dando origen a las partículas de hollín
Combustión completa Utilizando propano C3H8 (g) + 5 O2 (g) ---> 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) + calor
Combustión incompleta
En general el proceso ocurre en dos etapas: 2C3H8+7O2-----6CO+8H2O+calor 6CO------3CO2+3C (Hollín) Sumando ambas ecuaciones 2 C3H8+7O2-------3CO2+8H2O+3C (Hollín)+Calor 4. ¿Cuál de las zonas de la llama es la zona reductora, por qué? En el interior del cono los gases todavía no han inflamado y en el cono mismo hay zonas donde la combustión no es todavía completa y existen gases no oxidados a dióxido de carbono y agua por lo que se tiene una zona reductora de la llama siendo esta zona la de menor temperatura en la llama
5. ¿Cuál de las zonas de la llama es la zona oxidante, por qué? Se le llama zona oxidante a la zona que está más alejada del mechero que es rica en oxígeno, en esta zona se obtendrá una temperatura muy alta (1500ºC).
6. ¿Qué se demuestra con el experimento de la rejilla de asbesto colocada horizontalmente a través de la llama o un trozo de cartón o cartulina verticalmente en medio de la llama? Se demuestra las diferentes zonas que posee la llama, además se nota que la rejilla de asbesto va cambiando de color a medida que la llama se queda en una zona determinada, eso indica la temperatura que va adquiriendo.
7. ¿Qué se demuestra con el experimento del tubito de vidrio? Con el experimento del tubo de vidrio, se demuestra que la parte interior de la llama no luminosa es gas sin combustionar (esto también se comprueba con el experimento del palito de fósforo), ya que este se difunde a través de dicho tubo, originándose que a la salida del gas, y con el fósforo prendido, se genere una llama no luminosa similar a la del mechero. Se observa que la llama cambia al cambiar también el grado de inclinación del tubo. Esto se debe a que el gas difunde con mayor o menor facilidad dependiendo del caso. Se aprecia que la llama de la salida del tubo alcanza su óptimo al tenerse dicho tubo a 45° con respecto de la horizontal. Al maniobrar la salida del aire, la llama necesita más oxígeno para combustionar eficientemente, con lo que se da la impresión que la llama parece extinguirse, para luego adquirir un color mas amarillo, producto de la falta de oxigeno. 8. ¿Cuáles son las partes más frías y más calientes de la llama, a qué se debe esa diferencia de temperatura? La parte más caliente es la zona oxidante, y su alta temperatura se debe a la gran cantidad de oxígeno que reacciona en esta parte de la llama, se encuentra en el contorno de la llama. La parte más fría es la zona reductora, y su baja temperatura se debe a la poca cantidad de oxígeno que reacciona en esta parte de la llama, se encuentra en la zona más próxima a la boquilla del mechero.
9. De tres razones por la que es preferible siempre utilizar la llama no luminosa - La llama no luminosa tiene un mayor poder calorífico que la llama luminosa, lo que permite economizar recursos (entiéndase por recursos al gas, al tiempo, et.) -La llama luminosa genera partículas de hollín sobre la superficie del objeto a calentar. Esto no ocurre con la llama no luminosa. - La llama no luminosa es más uniforme que la llama luminosa, lo que permite una mayor seguridad al maniobrar o calentar objetos en el mechero 10. Explique porque un soplete alcanza temperatura más elevada que un mechero ordinario. Haga un esquema del mismo Se debe a que el mechero utiliza el oxígeno del medio ambiente, el cual no está puro ya que está mezclado con diferentes gases, haciendo que su combustión no tenga un alto rendimiento; sin embargo el soplete utiliza un deposito de oxígeno que le proporciona oxígeno puro, haciendo que la combustión sea más eficiente.
Bajas Temperat uras
Aire +
Mechero ordinario
O2
Temperat uras
Gas
Altas Temperat uras
Oxígen o
+
Temperat uras
Soplete
Gas
11. Establezca las diferencias entre una combustión lenta y una combustión viva Una combustión lenta es aquella en la que se consume el combustible de una manera pausada, notando la producción de calor, pero una ausencia parcial o total de la llama, por ejemplo el encendido de un cigarrillo. Mientras que una combustión viva es aquella en la que el combustible se consume de manera rápida provocándose calor y llama, por ejemplo la llama de una vela.
3.- Operaciones fundamentales y medidas de seguridad en el laboratorio
Hervir agua
Generación de precipitados
Llenar 10ml de agua en una probeta
Combinar Pb(NO3)2 (ac) con KI
Hervir y observar
(ac)
lentamente Luego
Proceder a la filtración
Agregar vidrio y calentar nuevamente
Pesar en la balanza electrónica
Observar diferencias Comparar con los datos teóricos Determinación de la densidad
Medir un volumen de 15ml en la probeta
Pesar el metal a determinar la densidad en la balanza electrónica Agregue el metal a la probeta
Medir el volumen desplazado y determinar la densidad
1. Datos
Experimentales
Experimento 3.1 En el experimento 3.1 no se realizaron datos experimentales. Experimento 3.2 o
Experimento 3.2.a Pesos: Peso Total: 0.93 gr Peso del papel filtro: 0.65 gr Peso del precipitado: 0.28 gr
2. Reacciones, cálculos y resultados Experimento 3.2 o Experimento 3.2a En este experimento se pidió mezclar 10ml de KI al 0.2M con los 5ml de Pb (NO3)2 al 0.2M.
La ecuación balanceada está dada por la siguiente formula
Pb(NO3)2(ac) + 2 KI (ac) ------> PbI2(s) + 2 KNO3 (ac) 1 mol 2 1 mol 2 moles De la formula balanceada sacamos la conclusión de que por cada moles 2 moles de KI se producirán 1 mol de PbI2. Hallando el número de moles del KI M=0.2 de aquí se deduce que el número de moles del KI es: 0.001 Por lo tanto el número de moles del PbI2 es 0.0005 y su peso es 0.23 gr Pero en la práctica se obtuvo un peso de 0.28 gr. Esto se debe a quizás un mal manejo de la probeta al momento de hacer la medición de los volúmenes o quizá a agentes externos.
o Experimento 3.2b En este experimento solo se pidió mezclar los reactivos (5ml de Pb(NO3)2 y 5 ml de CuSO4) y las observaciones están dadas en la parte correspondiente del informe.
La reacción que se forma es
Pb(NO3)2 + CuSO4 ----> PbSO4 + Cu(NO3)2 o
Experimento 3.2c En este experimento solo se pidió mezclar los reactivos (5ml de Pb(NO3)2 y 5 ml de CuSO4) y las observaciones están dadas en la parte correspondiente del informe. La reacción que se forma es:
KAl(SO4)2.12H2O + 2Na2CO3 ----> KAl(CO3)2 + 2Na2(SO4)2 Experimento 3.3 Volumen desplazado:
5,4 ml
Peso de la muestra del metal: Densidad de la muestra:
14.95 gr 2,76 gr/ml
3. Observaciones Experimento 3.1 Cuando hierve el agua sin el vidrio, el proceso de ebullición del agua ocurre normalmente. Sin embargo, con el vidrio molido ocurren dos cosas interesantes. 1.- Cuando la llama no está enfocada cerca a los vidrios, el agua hierve pero sin tanto movimiento, 2.- Cuando la llama esta cerca del lugar donde el vidrio se ha depositado, este sale disparado del tubo de ensaño casi de manera inmediata. Experimento 3.2 Al momento de realizar la reacción a) Al mezclar lentamente ambas soluciones, se forma una solución de color amarilla intensa. Se forma luego un precipitado de color amarillo oscuro pero que luego de un momento, al momento de sedimentar, se observa que la parte superior va quedando de un color transparente b) Al mezclar lentamente ambas soluciones, se forma una solución de color celeste claro, luego el precipitado que se forma de color blanco. Al manipular el tubo de ensayo que contenía la solución nos percatamos que, al ubicarlo en una posición casi horizontal, la solución no caía por el extremo del tubo con lo cual se pudo apreciar que la resistencia de ese líquido a fluir por el tubo de vidrio. c) Al mezclar lentamente ambas soluciones, se forma una solución de color blanca, como si fuera medio lechosa y el precipitado que se forma es de un color blanco más intenso que el que se observaba a lo largo del tubo. Experimento 3.3 Al momento de escoger la muestra primero sacamos solo una pieza de metal, sin embargo al momento de medir el volumen desplazado este no era muy determinante, así que se opto por elegir una
muestra que fuera determinante, es decir, que el peso sea relativamente mayor. Análisis de los resultados: Experimento 2.1 Del experimento se observa que la porcelana ante la llama luminosa toma un color negro. Esto es debido a que en la ecuación de la reacción se observa que en los productos se forma el carbono, es decir hollín. Experimento 2.2 Se demuestra con el experimento del papel, que este al no quemarse en la parte que estuvo en contacto con el cono interior, que este no realiza combustión, debido a que no entra en contacto con el oxígeno. Experimento 2.3 Aquí se observa que la rejilla toma primero un color rojo, y que luego se torna blanca en los alrededores de la zona en contacto con la rejilla. Esto se debe a que en dicha zona se encuentra la parte de mayor poder calorífico de la llama, cosa que no ocurre en la parte central de la rejilla. Experimento 2.4 Al igual que en experimento 2.2, se demuestra que la parte interior de la llama no luminosa es de solo gas sin combustionar, ya que el fósforo no encendió. Experimento 2.5 Con este experimento se observa como el gas de la zona fría se difunde a través del tubo, realizándose la ignición con el fuego del fósforo a la salida del tubo.
Experimento 3.1 El aumento de la temperatura de ebullición en el 2do caso (agua con vidrio dentro) se debe al aumento ebulloscópico; aunque también cabe señalar que al haber más masa que hervir, la cantidad de calor necesaria, y con esto también tomamos en cuenta la temperatura y el tiempo de ebullición, aumentan.
Experimento 3.2 a Del análisis del precipitado, se observo que el compuesto de color amarillo que precipitó, le corresponde al PbI2(s) según las reacciones correspondientes. Esta reacción en particular nos hizo pensar en lo
particular de la química de que al combinar dos compuestos de colores diferentes, se puede obtener un de un color que, intuitivamente, no esperaríamos Experimento 3.2 b El precipitado formado en esta experiencia es el compuesto PbSO4 el cual toma un color blanco.
Experimento 3.2 c En esta experiencia es el KAl(CO3)2 el cual precipita, tomando también un color entre blanquecino y transparente. En los 2 últimos casos no se pidió que se separe el precipitado.
Experimento 3.3 De este experimento se pudo calcular la densidad de los metales, tomando la densidad del agua como patrón. Esta experiencia está basada en el Principio de Arquímedes y la historia del famoso “Eureka”
Conclusiones De lo experimentos se puede concluir: 1. Existen diferencias entre la llama luminosa y la llama no luminosa, tanto en cantidad de calor como en cantidad luminosa. 2. Del experimento del pedazo de cartón nos damos cuenta de que la llama presenta varias partes o zonas de diferente cantidad de calor. 3.
Del experimento de palito de fosforo suspendido de un alfiler se puede demostrar que la parte central de la llama es la zona fría donde no hay combustión.
4. Del experimento del tubito de 10cm. En forma de codo se concluye que no existe combustión en el interior del tubo. 5. Del experimento de las reacciones químicas se observan cambios tanto físico como químicos en el color como en su composición, y también que el precipitado
6. Del experimento del metal se puede concluir que la densidad se puede hallar de manera experimental dividiendo la masa del metal sumergido en agua entre la variación de volumen del liquido. Bibliografía - “BREVE ESTUDIO DEL MECHERO DE BUNSEN Y SUS FLAMAS. Práctica de laboratorio 2. Colegio de Ciencias y Humanidades. http://baseu.ujed.mx/miWeb12/Practica2%20unidad2.htm . 07/04/09 - PETRUCCI, HARWOOD, HERRING. “Química General”, PEARSON EDUCACION, S.A, Madrid 2003. Pág. 174y 175 - “PRECIPITADOS”. Teoría breve, Precipitados. http://es.geocities.com/ciencia_basica_experimentos/precipitados.htm . 10/04/09 - “AUMENTO EBULLOSCÓPICO”. Aumento ebulloscópico. http://es.wikipedia.org/wiki/Aumento_ebullosc%C3%B3pico. 07/04/09 - A.P.KRESHKOV, A.A. YARASLÁVTSEV.”Curso de Química Analítica, análisis cualitativo”. Editorial Mir Moscú, Traducción al español 1985. Capitulo 5 pág. 259-287 - “PRINCIPIO DE ARQUÍMEDES”. Principio de Arquímedes. Wikipedia http://es.wikipedia.org/wiki/Principio_de_Arqu%C3%ADmedes. 18/04/09
