Este documento presenta un trabajo de investigación sobre electroquímica. Describe los componentes básicos de una celda electroquímica como el ánodo, cátodo, puente salino y voltímetro. Explica dos tipos de celdas: galvánica que genera electricidad y electrolítica que usa electricidad para causar una reacción química. También describe el electrodo estándar de hidrógeno y su uso para medir potenciales de otros electrodos, así como diferentes tipos de baterías eléctricas como de plomo-á

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TRABAJO FINAL DE INVESTIGACION
ELECTROQUÍMICA
Presentado por:
FRANCISCO JAVIER GARCIA VEGA
LUIS DARLINTON SÁNCHEZ MOSQUERA
Docente:
IVÁN ALBERTO LOPERA CASTRILLÓN
UNIVERSIDAD TECNOLOGICA DE PEREIRA
FACULTAD DE INGENIERIA INDUSTRIAL
ASIGNATURA QUIMICA INDUSTRIAL
PEREIRA
MAYO 31 DE 2014

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TABLA DE CONTENIDOS
pág.
1. GLOSARIO. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
2. CELDAS ELECTROQUÍMICAS. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
2.1. Componentes de la Celda Electroquímica. . . . . . . . . . . . 6
2.1.1. Ánodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.2. Cátodo. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.3. Puente Salino. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.1.4. Voltímetro. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2. TIPOS DE CELDAS ELECTROQUIMICAS. . . . . . . . . . . . . . . . 7
2.2.1. Celda Galvánica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2.2.2. Celda electrolítica. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3. ELECTRODO ESTÁNDAR DE HIDRÓGENO. . . . . . . . . . . . . . . . . 8
3.1. Funcionamiento. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
3.2. ¿Por qué platino? . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
4. LA BATERIA ELECTRICA. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
4.1. Principios de funcionamiento. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.2. Funcionamiento de una pila electroquímica. . . . . . . . . . . . 11
4.3. TIPOS DE BATERIAS. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
4.3.1. Batería de plomo ácido. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.3.2. Batería de Nickel-cadmio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.3.3. Batería de Nickel-hidruro metálico. . . . . . . . . . . . . . . .
4.3.4. Batería de Ion-litio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
4.3.5. Batería de Polímero-litio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.3.6. Batería de Aire-zinc. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4.3.7. Celdas de combustible. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14
5. BIBLIOGRAFIA. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .

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1. GLOSARIO
Anión: especie iónica negativa que migra hacia el cátodo por efecto de un campo
eléctrico.
Ánodo: Electrodo hacia donde migran los aniones y en donde se da la oxidación.
Agente oxidante: Es una sustancia que causa la oxidación de otra especie en una
reacción redox. El agente oxidante gana electrones; se reduce.
Agente reductor: Es una sustancia que causa reducción de otra especie en una
reacción redox; es decir, el material pierde electrones - se oxida.
Catión: Especie iónica positiva que migra hacia el cátodo por efecto de un campo
eléctrico.
Cátodo: Electrodo hacia donde migran los cationes y en donde ocurre la reducción.
Celda de Combustible: Celda electroquímica en la que los reactivos (normalmente
gases) que se suministran continuamente son convertidos mediante un proceso
redox en productos que son retirados a medida que se producen produciéndose un
flujo de electrones como resultado.
Conductividad eléctrica: Es la habilidad de un material para conducir la corriente
eléctrica. Diferente a la conductividad térmica, aunque ambos tipos de conductividad
se presentan generalmente juntos.
Electroquímica: Es una parte de la química que está relacionada con los cambios
químicos producidos mediante la transferencia de electrones y de la producción de
electricidad mediante reacciones químicas.
Electrodo: En términos generales es un elemento conductor de electricidad que
cierra un circuito y entre cuyos extremos se establece una diferencia de potencia.
Desde el punto de vista electroquímico es un elemento conductor de electricidad que
establece el contacto eléctrico entre un circuito externo, conectado a otro(s)
electrodo(s), y una solución electrolítica.
Electrólisis: Descomposición de una sustancia en una celda electroquímica, por el
paso de una corriente eléctrica directa o alterna de baja frecuencia, (1000 Hz).
Electrolito: Sustancia que al ser disuelta en un solvente polar se disocia en iones

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que permiten la conducción de electricidad.
Fuerza Electromotriz: "La fuerza electromotriz (FEM) de una celda es igual en signo
y magnitud al potencial eléctrico de la pieza conductora metálica a la derecha,
cuando la de la pieza similar a la izquierda es tomada como cero, estando la celda a
circuito abierto."(IUPAC), es decir:
Ec = Eder - Eizq
Esto también puede ser escrito como
Ec = Ered - Eox
Si se toman en cuenta los potenciales de reducción
correspondientes
Ion.: Especie (átomo o molécula) cargada. Se llama catión cuando es positiva y
anión en caso contrario.
Iónica: Se considera como el campo necesariamente adjunto de la electroquímica.
Se refiere a los iones en solución y a los líquidos que surgen de la fusión de sólidos
compuestos de iones.
Oxidación: Este término es utilizado para referirse a reacciones químicas en la que
un elemento o compuesto cede electrones a un elemento más electronegativo.
(Desde el punto de vista de transferencia electrónica, oxidación ocurre cuando ocurre
una pérdida de electrones en el sistema.)
Pasivación: Pérdida de reactividad química de un metal bajo ciertas condiciones
ambientales. Se debe principalmente a la formación, de capas de óxido protectoras.
Pila: Acoplamiento de varias celdas galvánicas. Una sola celda galvánica también se
conoce como pila o batería.
Polarización: Fenómeno según el cual es posible cambiar el potencial de un
electrodo, induciendo la orientación y migración de especies cargadas en la interfase
electrodo – solución sin que ello implique la transferencia de electrones o circulación
de corrientes faradaicas.
Reacción parcial: También llamada reacción de media celda. Cada una de las
reacciones (de reducción u oxidación) involucradas en un proceso electroquímico.
Cuando el electrodo es el ánodo, la reacción (anódica) es de oxidación, en caso
contrario la reacción es de reducción (catódica).
Resistencia eléctrica: Todos los conductores no dejan pasar la corriente eléctrica
con igual facilidad. Se llama resistencia eléctrica a la dificultad que presenta un
conductor al paso de la corriente. Depende de varios factores:

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· Naturaleza del material del conductor.
· Su geometría.
Resistividad: La resistencia R de un conductor cilíndrico es proporcional a la
longitud L e inversamente proporcional a su sección transversal de área A.. La
resistividad, es la constante de proporcionalidad que relaciona estas propiedades.
Intensidad De Corriente: Es la cantidad de carga que pasa por la sección de un
conductor, en una unidad de tiempo.
I = dQ / dt Se mide en Amperios
Voltaje: Diferencia de potencial entre dos electrodos; medida del potencial químico
para que tenga lugar una reacción.
2. CELDAS ELECTROQUÍMICAS
Las celdas electroquímicas fueron desarrolladas a finales del siglo XVIII por los científicos Luigi
Galvani y Allesandro Volta por lo que también se las denomina celda galvánica o voltaica en su
honor.
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental por el cual se puede generar
electricidad mediante una reacción química (celda Galvánica). O por el contrario, se produce
una reacción química al suministrar una energía eléctrica al sistema (celda Electrolítica). Estos
procesos electroquímicos son conocidos co o ea io es ele t o uí i as o ea ió edox
donde se produce una transferencia de electrones de una sustancia a otra, son reacciones de
oxidación-reducción.
La celda electroquímica consta de dos electrodos, sumergidos en sendas disoluciones
apropiadas, unidos por un puente salino y conectados por un voltímetro que permite el paso de
los electrones.

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2.1. Componentes de la Celda Electroquímica.
2.1.1. Ánodo: Es el electrodo sobre el que se produce la oxidación. El agente reductor pierde
electrones y por tanto se oxida.
M ———> M+ + 1e-
Por convenio se define como el polo negativo.
2.1.2. Cátodo: Es el electrodo sobre el que se produce la reducción. El agente oxidante gana
electrones y por tanto se reduce.
M+ + 1e- ———> M
Por convenio se define como el polo positivo.
2.1.3. Puente Salino: Es un Tubo de vidrio relleno de un electrolito que impide la migración
rápida de las sustancias de una celda a otra, permitiendo no obstante el contacto eléctrico entre
ambas. El electrolito suele ser una disolución saturada de KCl retenida mediante un gel.
2.1.4. Voltímetro: Permite el paso de los electrones cerrando el circuito. Mide la diferencia de
potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo siendo la lectura el valor del voltaje de la celda.

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2.2. TIPOS de CELDAS ELECTROQUIMICAS:
2.2.1. Celda Galvánica.
• Pe ite obtener energía eléctrica a partir de un proceso químico
• La ea ió uí i a se p odu e de odo espo tá eo
• “o las lla adas pilas voltai as o ate ías.
2.2.2. Celda electrolítica.
• La ea ió o se da de fo a espo tá ea.
• No se o tie e e e gía elé t i a. La apli a ió de u a fue te de e e gía exte a p odu e u a
reacción química.

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3. ELECTRODO ESTÁNDAR DE HIDRÓGENO
También llamado electrodo normal de hidrógeno es un electrodo redox que forma la base de la
tabla estándar de potenciales de electrodos. Su potencial absoluto se estima en 4.40 ± 0.02 V a
25 °C, pero para realizar una base de comparación con cualquier otra reacción electrolítica, el
potencial electrolítico del hidrógeno (E0
) se fija como 0 en todas las temperaturas.1
Los potenciales de cualquier otro electrodo se compara con el estándar a la misma temperatura.
El electrodo de hidrógeno se basa en la semicelda redox:
2H+
(aq) + 2e-
→ H2(g)
Esta reacción de oxidación-reducción ocurre en un electrodo de platino.
3.1. Funcionamiento:
Consta de una pieza de platino sumergida en una disolución de concentración unidad de iones
hidronio; además, se burbujea hidrógeno gas a través de la superficie de platino en una
corriente ininterrumpida, de modo que la presión de hidrógeno se mantiene constante a 1
atmósfera.
Es decir, se trata de un electrodo de gas: (Pt) H2 (1 atm) / H+
( 1 M )
Según que actúe como polo negativo o positivo en una pila, la reacción que tiene lugar en el
electrodo de hidrógeno es:
ánodo : H2 → 2 H+
+ 2 e-
; Eºoxi= 0,00 voltios
cátodo : 2 H+
+ 2 e-
→ H2 ; Eºred = 0,00 voltios

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Este electrodo tiene como inconveniente su difícil manejo. Por esta razón, se usan otros
electrodos, más cómodos y que tienen un potencial fijo frente al hidrógeno. El más usado es el
electrodo de calomelanos, constituido por mercurio líquido y una disolución saturada de Hg2Cl2
y KCl 1 M, cuyo potencial a 25 ºC es 0,28 voltios frente al electrodo de hidrógeno.
Para determinar el potencial estándar de un electrodo o semipila determinado (es decir, cuando
las concentraciones de las sustancias que intervienen en la reacción son la unidad), se forma
una pila entre este electrodo y el de hidrógeno y se mide el potencial (siendo precisos, la
diferencia de potencial) entre los electrodos de la pila.
La ecuación de Nernst debe desarrollarse así:
o
donde:
 aH+ es la actividad de los iones de hidrógeno, aH
+
=fH
+
CH
+
/C0
 pH2 es la presión parcial del hidrógeno gaseoso , en pascales, Pa
 R es la constante universal de los gases ideales
 T es la temperatura, en Kelvin.
 F es la constante de Faraday (carga por mol de electrones), igual a 9.6485309*104
C mol-1
 p0
es la presión estándar 105
en Pa
3.2. ¿Por qué platino?
El uso de platino para el electrodo de hidrógeno se debe a varios factores:
 Material inerte, que no se corroe.
 Capacidad para catalizar la reacción de reducción de protones.
 Alto intercambio intrínseco de densidad para la reducción de protones.
 excelente reproducción del potencial (igual o menor que 10 μV) ua do dos ele t odos ie
construidos se comparan con otros.2
La superficie del platino se platiniza, es decir, se cubre con una capa de negro de platino por lo
que se requiere:
 Emplear un electrodo con gran superficie real. Cuanto mayor es la superficie real, mayor es
la cinética del electrodo.
 Emplear un material que pueda absorber hidrógeno como interface. La platinización mejora
el rendimiento del electrodo.
Sin embargo, otros metales pueden utilizarse para construir electrodos de utilidad similar, por
ejemplo paladio.

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4. LA BATERIA ELÉCTRICA
Se denomina batería, batería eléctrica, acumulador eléctrico o simplemente acumulador, al
dispositivo que consiste en una o más celdas electroquímicas que pueden convertir la energía
química almacenada en electricidad. Cada celda consta de un electrodo positivo, o cátodo, un
electrodo negativo, o ánodo y electrolitos que permiten que los iones se muevan entre los
electrodos, facilitando que la corriente fluya fuera de la batería para llevar a cabo su función.
Tanto pila como batería son términos provenientes de los primeros tiempos de la electricidad,
en los que se juntaban varios elementos o celdas. La pila (por ejemplo, la estándar de 1,5 voltios
o la recargable de 1,2) es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias
celdas conectadas en serie o paralelo.
Las baterías se clasifican en dos grandes categorías:
a) Las celdas primarias (de un solo uso o de "usar y tirar") se usan una vez y se desechan; los
materiales de los electrodos se cambian irreversiblemente durante la descarga. Los ejemplos
más comunes son la pila alcalina no recargable utilizada para linternas y una multitud de
dispositivos portátiles.
b) Las secundarias (recargables) se pueden descargar y recargar varias veces, debido a que la
composición original de los electrodos puede ser restaurado por la corriente inversa. Los
ejemplos incluyen las baterías de ácido-plomo usadas en los vehículos, las baterías de iones de
litio utilizadas en dispositivos electrónicos portátiles, como móviles, tabletas y ordenadores y las
pilas recargables de Ni-HM, utilizadas como alternativa o reemplazo de las pilas alcalinas en
dispositivos electrónicos portátiles que las emplean, como cámaras fotográficas digitales,
juguetes, radios portátiles, radiograbadores, linternas, reproductores de MP3 y Minidisc, entre
otros.
4.1. Principios de funcionamiento
El principio de funcionamiento de un acumulador está basado esencialmente en un proceso
químico reversible llamado reducción-oxidación (también conocida como redox), un proceso en
el cual uno de los componentes se oxida (pierde electrones) y el otro se reduce (gana
electrones); es decir, un proceso cuyos componentes no resulten consumidos ni se pierdan, sino
que meramente cambian su estado de oxidación y, que a su vez pueden retornar a su estado
original en las circunstancias adecuadas. Estas circunstancias son, en el caso de los
acumuladores, el cierre del circuito externo, durante el proceso de descarga, y la aplicación de
una corriente, igualmente externa, durante la carga.
Resulta que procesos de este tipo son bastante comunes en las relaciones entre los elementos
químicos y la electricidad durante el proceso denominado electrólisis, y en los generadores
voltaicos o pilas. Los investigadores del siglo XIX dedicaron numerosos esfuerzos a observar y a
esclarecer este fenómeno, que recibió el nombre de polarización.

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Un acumulador es, así, un dispositivo en el que la polarización se lleva a sus límites alcanzables,
y consta, en general, de dos electrodos, del mismo o de distinto material, sumergidos en un
electrolito.
4.2. Funcionamiento de una pila electroquímica
El funcionamiento de una pila es sencillo, consiste
básicamente en introducir electrones en uno de los
extremos de un alambre y extraerlos por el otro. La
circulación de los electrones a lo largo del alambre
constituye la corriente eléctrica. Para que se produzca,
hay que conectar cada extremo del alambre a una placa
o varilla metálica sumergida en un electrolito que suele
ser una solución química de algún compuesto iónico.
Cuando ese compuesto se disuelve, las moléculas se
dividen en iones positivos y negativos, que se mantienen
separados entre sí por efecto de las moléculas del
líquido. El electrolito que utilizó Volta era ácido sulfúrico;
cada una de sus moléculas, al disolverse en agua, se
descompone en dos protones H+ (iones positivos) y un
ion sulfato SO4- (ion negativo).
Las varillas metálicas de cobre y cinc constituyen los electrodos, que deben ser sumergidos en el
electrolito sin que lleguen a entrar en contacto. La placa de cobre es el electrodo positivo o
ánodo y la placa de cinc el electrodo negativo o cátodo.
Al reaccionar el electrolito con las varillas se produce una transmisión de electrones, que han
sido extraídos de la placa de cinc, hacia la placa de cobre, con lo que los átomos de cinc son
oxidados e incorporados a la disolución, según la reacción:
Zn —> Zn2+
+ 2e-
Esto ocurre así y no al revés, del cobre al cinc, porque los átomos de cinc tienen más tendencia
que los de cobre a ceder electrones.
En la varilla de cobre se produce una reducción de los iones hidrógeno H+ de la disolución, ya
que los electrones liberados por los átomos de cinc recorren el hilo conductor hacia la placa de
cobre y son captados por los H+, que se convierten en átomos de hidrógeno y escapan en forma
de gas. Estos electrones en movimiento son los que originan la corriente eléctrica.
Por su parte, los iones SO4- reaccionan con los cationes Zn2+
y se convierten en moléculas de
sulfato de cinc.
2 H~+2e ---> H2
Zn2+
+ SO4
2
- ---> ZnSO4
Cuando se corta la conexión exterior entre las placas, los electrones no pueden desplazarse a lo
largo del hilo de una placa a la otra, con lo que se interrumpe la reacción.

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El dispositivo funciona mientras existan átomos de cinc para formar el sulfato correspondiente.
Cuando la placa de cinc se ha desintegrado por completo ya no puede producirse la reacción,
por lo que la pila ya no tiene uso. Por este motivo, las pilas de este tipo reciben el nombre de
pilas primarias.
4.3. TIPOS DE BATERIAS
4.3.1. Batería de plomo ácido: Es el tipo de batería recargable más común por su buena
relación de desempeño-costo aunque es la de menor densidad de energía por peso y volumen.
es utilizada en: AUTOMOCIÓN: batería de arranque (SLI)
TRACCIÓN: carretillas, locomotoras de mina, vehículos industriales, embarcaciones...
INDUSTRIALES: servicios continuos, regulación de cargas, energía fotovoltaica ...
4.3.2. Batería de Nickel-cadmio: Se caracteriza por sus celdas selladas, por tener la mitad del
peso y por ser más tolerante a altas temperaturas, que una batería de plomo-acido
convencional.
Ion-litio, en notebooks y
en otros tipos de electrónica de alto precio.
Unos de los usos más frecuentes es en juguetes, equipos estéreos y máquinas fotográficas.
4.3.3. Batería de Nickel-hidruro metálico: una extensión de la tecnología de NiCd, ofrece
una mayor densidad de energía y el ánodo es hecho de metal hidruro evitando los problemas
ambientales de la NiCd.
su efecto memoria es casi despreciable.
es capaz de entregar alto peaks de potencia, tiene un alto grado autodescarga y es muy
peligrosa si es sobrecargada.
una alta tasa de autodescarga.
es deprecio elevado, aunque se estima que su costo disminuirá al producir vehículos
eléctricos a gran escala
Incluyen todos los vehículos de propulsión totalmente eléctrica como:
General Motors EV1,Honda EVPlus, Ford Ranger EV, Scooter Vectrix.
Vehículos híbridos como el Toyota Prius, Honda Insighto las versiones híbridas de los Ford
Escape, Chevrolet Malibuy Honda Civic Hybrid también las utilizan.
•El transporte público de la ciudad de Niza (Francia) cuenta con el tranvía de piso bajo Alstom
Citadis.
•Va ios modelos de robot la utilizan entre ellos el célebre prototipo humanoide ASIMO
diseñado por Honda.

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4.3.4. Batería de Ion-litio: de una nueva tecnología, la cual ofrece una densidad de energía
de 3 veces la de una batería plomo ácido. Esta gran mejora viene dada por su bajo peso atómico
6,9 vs 209 para la de plomo.
cuenta con el más alto voltaje por celda 3.5[V], lo cual reduce el número de celdas en
serie para alcanzar cierto voltaje, lo que reduce su costo de manufactura.
una muy baja tasa de autodescarga.
degradación y sensibilidad a las elevadas temperaturas, que pueden resultar en su
destrucción por inflamación o incluso explosión.
en su configuración como producto de consumo, la inclusión de dispositivos
adicionales de seguridad, resultando en un coste superior que ha limitado la extensión de su uso
a otras aplicaciones.
Su uso se ha popularizado en aparatos como teléfonos móviles, agendas electrónicas,
ordenadores portátiles y lectores de música.
baterías de Ión Litio al ser baterías más compactas permiten manejar más carga, lo que hay
que tener en cuenta para lograr automóviles eléctricos prácticos.
4.3.5. Batería de Polímero-litio: una batería de litio con un polímero sólido como
electrolítico.
baterías tienen una densidad de energía de entre 5 y 12 veces las de Ni-Cd ó Ni-MH, a
igualdad de peso. A igualdad de capacidad, las baterías de Li-Po son, típicamente, cuatro veces
más ligeras que las de Ni-Cd de la misma capacidad.
gran desventaja de estas baterías es que requieren un trato mucho más delicado, bajo
riesgo de deteriorar las irreversiblemente o, incluso, llegar a producir su ignición o explosión.
elemento de Li-Po tiene un voltaje nominal, cargado, de3.7V. Nunca se debe descargar una
batería por debajo de3.0 V por celda; nunca se la debe cargar más allá de 4.3 V por celda.
La marca de computadores por táctiles Apple, usa actualmente la tecnología de las baterías de
polímero litio en iPod o iPhone.También se encuentra en dispositivos como teléfonos móviles y
PDAs
4.3.6. Batería de Aire-zinc: una fabricación más barata y capacidad es que pueden superar
en 3 veces a las popular es Ion de Litio,
nuevas baterías de Zinc-Aire funcionan utilizando el oxigeno almacenado en un cuarto
como el electrodo, mientras la batería contiene un electrolito
y el electrodo de Zinc permite que el aire circule dentro de una caja porosa, logrando el milagro
de la electricidad.
su mejor aplicación en prótesis de oído, aparatos electrónicos portátiles y en el sector
automotriz.
probable que el futuro del coche eléctrico pase por el desarrollo de baterías más potentes
de zinc-aire, que sustituyan a las de iones de litio.

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4.3.7. Celdas de combustible: Una pila de combustible, también llamada célula o celda de
combustible es un dispositivo electroquímico de conversión de energía similar a una batería,
pero se diferencia de esta última en que está diseñada para permitir el reabastecimiento
continuo de los reactivos consumidos; es decir, produce electricidad de una fuente externa de
combustible y de oxígeno en contraposición a la capacidad limitada de almacenamiento de
energía que posee una batería.
reactivos típicos utilizados en una celda de combustibles on hidrógeno en ella dod el ánodo
y oxígeno en ella dod el cátodo
La tensión en circuito abierto es de aproximadamente 1,2voltios
5. BIBLIOGRAFIA
- Celdas Electroquímicas | La Guía de Química
http://quimica.laguia2000.com/general/celdas-electroquimicas#ixzz33FTAkjWw
- UNIVERSIDAD IBEROAMERICANA BIBLIOTECA FRANCISCO XAVIER CLAVIGERO
Cervantes Nemer, Beatriz Virginia.
Manual pedagógico de prácticas de química general en microescala / Beatriz Virginia Cervantes
Nemer, Javier Loredo Enríquez: Con la colaboración de: María del Carmen Doria Serrano, Arturo
Fregoso Infante.