Este documento presenta el procedimiento para la preparación y estandarización de soluciones en el laboratorio de análisis de alimentos. Describe cómo preparar soluciones de hidróxido de sodio al 0.1N, ácido sulfúrico al 0.1N y hidróxido de sodio al 30% siguiendo los cálculos correctos. Explica los conceptos teóricos clave como concentración, normalidad y dilución necesarios para realizar la práctica de manera adecuada. El objetivo es reconocer diferentes tipos de concentraciones

1. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
SOLUCIONES
CÓDIGO: PR-LB-01
REVISIÓN: 00
FECHA: 20/10/2015
PÁGINA: 1 de 12
ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA Y CIENCIAS
DE LA PRODUCCIÓN
INGENIERÍA EN ALIMENTOS
LABORATORIO DE ANÁLISIS DE ALIMENTOS
INTEGRANTES:
◌ Diego Guzmán
◌ Dayana Jaramillo
PROFESORA:
Ing Janaina Madelein Sanchez
PARALELO: 102
FECHA DE ENTREGA: 09/11/2016
TÉRMINO: II / 2016

2. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
SOLUCIONES
CÓDIGO: PR-LB-01
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ÍNDICE
1. OBJETIVOS……………………………………………………………… 3
2. DEFINICIONES…………………………………………………………. 3
3. FUNDAMENTO TEORICO…………………………………………….. 3
4. EQUIPO, MATERIALES, REACTIVOS……………………………….. 6
5. PROCEDIMIENTO……………………………………………………… 7
6. CALCULOS Y RESULTADOS…………………………………………. 8
7. CONCLUSIONES………………………………………………………... 10
8. RECOMENDACIONES…………………………………………………. 10
9. ANEXOS…………………………………………………………………. 11
10. BIBLIOGRAFÍA…………………………………………………………. 12

3. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
SOLUCIONES
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PÁGINA: 3 de 12
OBJETIVOS:
◌ Reconocer diferentes tipos de concentraciones de soluciones.
◌ Preparar soluciones a partir de reactivos sólidos y líquidos, en diferentes
concentraciones.
◌ Estandarizar soluciones.
DEFINICIONES:
◌ Estandarización: Se conoce como estandarización al proceso mediante el cual
se realiza una actividad de manera standard o previamente establecida.
◌ Ácido: Compuesto químico que se disuelve en agua, produce una solución con
una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es un pH menor
que 7.
◌ Solución: Es un mezcla homogénea de dos o más componentes.
◌ Normalidad: Es una medida de concentración de una solución. Se representa
con la letra N y se define como el número de equivalentes de soluto sobre el
volumen de la solución.
◌ Concentración: Es la proporción o relación que hay entre la cantidad de soluto
y la cantidad disolvente.
FUNDAMENTO TEÓRICO:
Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia que
está presente en mayor cantidad se llama disolvente. Las demás sustancias de la
disolución se denominan solutos; y decimos que están disueltas en el disolvente. Por
ejemplo, cuando disolvemos una pequeña cantidad de cloruro de sodio (NaCl) en una
gran cantidad de agua, decimos que el agua es el disolvente y el cloruro de sodio es el
soluto (Browm T., 2004).
En cuanto a las concentraciones, éstas se ven indicadas por la cantidad de soluto que se
encuentra disuelta en la cantidad de determinado solvente.
Cuando nos referimos a la manera en que podemos expresar la concentración, ésta
puede darse de dos maneras, tanto cuantitativa como cualitativa.
Concentraciones en términos cualitativos
Se indica la cantidad relativa de soluto en una solución, utilizando los términos:
concentrado y diluido.

4. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
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◌ Solución diluida: Son aquellas en las que hay muy poca cantidad de soluto
disuelto, el solvente puede seguir admitiendo más soluto. Un ejemplo es la
cantidad de minerales en el agua de mesa: tiene una cantidad muy baja que nos
permite asimilarlos correctamente (s.p.).
◌ Solución concentrada: Son aquellas en las que hay bastante cantidad de soluto
disuelto, pero el solvente todavía puede seguir admitiendo más soluto. Un
ejemplo podría ser el agua de mar: contiene una gran cantidad de sal disuelta,
pero todavía sería posible disolver más cantidad de sal. Estas disoluciones se
subdividen en:
 Soluciones insaturadas: cuando hemos disuelto una cantidad de soluto
menor a la cantidad máxima que podemos disolver.
 Soluciones saturadas: Son aquellas en las que no se puede seguir
admitiendo más soluto, pues el solvente ya no lo puede disolver. Si la
temperatura aumenta, la capacidad para admitir más soluto aumenta.
 Soluciones sobresaturadas: Son aquellas en las que se ha añadido más
soluto del que puede ser disuelto en el solvente, por tal motivo, se
observa que una parte del soluto va al fondo del recipiente. La solución
que observamos está saturada (contiene la máxima cantidad de soluto
disuelto), y el exceso se va al fondo del recipiente (s.p.).
Concentración en término cuantitativo
En términos cuantitativos, los químicos utilizan diferentes expresiones para la
concentración, con el fin de establecer las relaciones porcentuales entre las cantidades
de las sustancias presentes. Estas expresiones vienen dadas en UNIDADES FÍSICAS y
QUÍMICAS.
◌ Unidades físicas: La relación entre soluto y solvente se expresa generalmente
en partes de soluto en peso o volumen, por cada 100 partes en peso o volumen
de solvente o de solución; estas unidades son las siguientes:
 Concentración porcentual masa sobre masa (% M/M): Se define
como la cantidad en gramos de soluto contenido en 100 g de solución.
 Concentración porcentual masa sobre volumen (%M/V): Se define
como la cantidad en gramos de soluto contenido en 100 cm3
de solución.
 Concentración porcentual volumen sobre volumen (%V/V): Se
define como la cantidad en cm3
de soluto contenido en 100 cm3
de
solución.
 Concentración en partes por millón (p.p.m): Corresponde a la
cantidad en miligramos de soluto disueltos en un litro de solución o a la
cantidad de miligramos de soluto disueltos en un kilogramo de solución.

5. PRÁCTICA #1
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Esta unidad de expresión de la concentración de una solución se emplea,
preferiblemente, para soluciones en que la cantidad de soluto es muy
baja.
◌ Unidades químicas: Existen cuatro modos de expresar la concentración
utilizando unidades de medida, propias de las teorías químicas, en tres de ellas
se utiliza el mol como unidad (molaridad M, molalidad m y fracción molar X) y
en la última se utiliza el peso equivalente como unidad de concentración
(normalidad N).
 Molaridad (M): Expresa la concentración en moles de soluto disueltos
en un litro de solución.
 Molalidad (m): Expresa la concentración en moles de soluto contenidos
en un kilogramo de solvente.
 Fracción molar (X): Es el número de moles de soluto o de solvente
respecto al número total de moles de la solución. El porcentaje molar
(%mol) de un compuesto no es más que la cantidad de moles de un
compuesto expresado en base 100 o simplemente la fracción molar por
cien.
 Normalidad (N): Expresa la concentración de una solución en
equivalentes-gramo de soluto por litro de solución. Equivalente-gramo es
la cantidad de sustancia que reacciona con 1,008 g de hidrogeno, es
decir, con un átomo-gramo de este elemento.
Ecuaciones
NOMBRE
CONCENTRACIÓN
ECUACIÓN LEYENDA
Concentración
porcentual masa
sobre masa (%M/M)
% 𝑀/𝑀 =
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
×100
M Soluto = Masa en gramos de soluto
V Solución = Masa en gramos de solución
Concentración
porcentual masa
sobre volumen
(%M/V)
% 𝑀/𝑉 =
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
×100
M Soluto = Masa en gramos de soluto
V Solución = Volumen en ml de solución
Concentración
porcentual volumen
sobre volumen
(%V/V)
% 𝑉/𝑉 =
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
×100
V Soluto = Volumen de soluto
V Solución = Volumen de solución
Normalidad (N)
𝑁 =
𝑒𝑞 𝑔𝑠𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
𝑒𝑞 𝑔𝑠𝑡𝑜 =
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑞
𝑃𝑒𝑞 =
𝑃𝑀
𝑊
N = Nº de Equivalentes por L de solución
Peq = Peso equivalente del soluto
PM = Peso molecular del soluto
W = Equivalente en cada mol de sustancia
Si es un acido Nº de H+
W Si es una base Nº de OH

6. PRÁCTICA #1
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Molaridad (M) 𝑀 =
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
M = Molaridad
M Soluto = Masa de soluto
V Solución = Volumen de solución
Dilución 𝑉1 𝐶1 = 𝑉2 𝐶2
V1 = Volumen inicial
C1 =Concentración inicial
V2= Volumen final
C2=Concentración final
Expresiones
La expresión 1:1 significa 1 volumen de Reactivo + 1 volumen de agua y puede ser 1 ml
+ 1 ml, 20 ml + 20 ml, 500 ml + 500 ml, etc.
La expresión 1:2 significa 1 volumen de Reactivo + 2 volúmenes de agua y puede ser 1
ml + 2 ml, 20 ml + 40 ml, 500 ml + 1.000 ml, etc.
La expresión 1:25 significa 1 volumen de Reactivo + 25 volúmenes de agua y puede ser
1 ml + 25 ml, 20 ml + 500 ml, 500 ml + 12.500 ml, etc.
Estandarización de Soluciones
El conocimiento de la concentración exacta de los reactivos que se utilizan para calcular
la concentración de otros reactivos o productos, es básico si se quieren conseguir
medidas comparables. El procedimiento se llama estandarización, titulación o
valoración y es necesario prácticamente siempre, ya que es raro que los productos que
se utilizan normalmente en un laboratorio tengan purezas del 100%. Se efectúa
mediante el uso de una sustancia considerada estándar o patrón.
EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS:
Equipos Materiales Reactivos Muestra
Estufa
Universal
Bureta Hidróxido de Sodio
(NaOH)
No aplica
Balanza
analítica
Desecador Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Matraz Erlenmeyer Hidrogenoftalato de
Matraz Aforado Potasio (KPH)
Vaso de
precipitación
Fenolftaleína
Caja petri
Pipeta
Espátula
Asistente de pipeta

7. PRÁCTICA #1
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PROCEDIMIENTO:
Preparación de soluciones
Preparación de NaOH 0.1N en 500 ml
 Pesar 2 gramos de NaOH (ver fórmula).
 Llevar a volumen de 500 ml.
 Introducir agitador magnético y agitar por 5 minutos.
Preparación de H2SO4 0.1N en 500 ml.
 Primero se debe encender la campana de extracción por los vapores que
emana el ácido sulfúrico concentrado.
 Colocar una cierta cantidad de agua.
 De acuerdo a la fórmula de normalidad el peso es 2.45 gramos de H2SO4
concentrado (peso en gramos) (ver fórmula).
 Calcular volumen con la densidad del reactivo (ƍ H2SO4 = 1.84 g/ml).
 Calcular volumen corregido mediante porcentaje de pureza.
 Llevar a volumen de 500 ml.
 Introducir agitador magnético y agitar por 5 minutos.
Preparación de Solución de NaOH al 30% en 100 ml.
 Pesar 30 gramos de NaOH.
 Colocar una cierta cantidad de agua.
 Agitar hasta la solubilidad y llevarlo a 100 ml.
 Introducir agitador magnético y agitar por 5 minutos.
Estandarización de NaOH con Hidrogenoftalato de Potasio (KPH)
 Pesar aproximadamente 0,2 g de KPH seco previamente durante 30 minutos
a 120°C.
 Llevar a volumen de 100 ml.
 Introducir agitador magnético y agitar por 5 minutos.
 Agregar 4 gotas de fenolftaleína.
 Titular con NaOH, realizar la titulación gota a gota hasta que la solución
tome un color violeta tenue.
 Anotar el volumen leído en la bureta. .

8. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
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CÁLCULOS:
Preparación de Soluciones
Preparación de NaOH 0.1 N en 500 ml
𝑁 =
𝑒𝑞 𝑔 𝑠𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
𝑒𝑞 𝑔 𝑠𝑡𝑜 =
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
# 𝑂𝐻
=
40
𝑔
𝑚𝑜𝑙
1
= 40
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
= 𝑁 ∗ 𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁 ∗ 𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) ∗ 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.1
𝑚𝑜𝑙
𝑙
) ∗ (0.5 𝑙) ∗ (40
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 2 𝑔 𝑁𝑎𝑂𝐻
Preparación de H2SO4 0.1 N en 500 ml
Primer paso
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
𝑃𝑒𝑠𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
# 𝐻
=
98
𝑔
𝑚𝑜𝑙
2
= 49
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 𝑁 ∗ 𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 (𝐿) ∗ 𝑃𝑒𝑠𝑜 𝐸𝑞 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = (0.1
𝑚𝑜𝑙
𝑙
) ∗ (0.5 𝑙) ∗ (49
𝑔
𝑚𝑜𝑙
)
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 = 2.45 𝑔 𝐻2 𝑆𝑂4
Segundo paso
Por ser líquido... y siendo = 1.84 g/ml

9. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
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 =
𝑀𝑎𝑠𝑎
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 =
𝑀𝑎𝑠𝑎

=
2.45 𝑔
1.84 𝑔/𝑚𝑙
= 1.33 𝑚𝑙 ( 𝐴𝑙 100% 𝑑𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎)
Tercer paso
Pureza H2SO4 = 96.2%
𝑉1 ∗ 𝐶1 = 𝑉2 ∗ 𝐶2
𝑉2 =
𝑉1 ∗ 𝐶1
𝐶2
=
(1.33 𝑚𝑙) ∗ 100%
96.2%
= 1.38 𝑚𝑙
Concentración porcentual masa sobre volumen (%M/V) para la preparación de
NaOH en 100 ml con 30%
% 𝑀/𝑉 =
𝑀 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉 𝑆𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛
×100
𝑀𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜 =
30% ∗ (100 𝑚𝑙)
100
= 30 𝑔
Estandarización
𝑛 (
𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑖𝑚𝑎𝑟𝑖𝑜
𝑧∗
) = 𝑛 (
𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎
𝑧∗
)
𝑚 (𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑖𝑚𝑎𝑟𝑖𝑜)
𝑀 (𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑖𝑚𝑎𝑟𝑖𝑜/𝑧∗)
= 𝑉 ×𝐶 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎)
𝐶 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎) =
𝑚 (𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑖𝑚𝑎𝑟𝑖𝑜)
𝑀 (𝑒𝑠𝑡á𝑛𝑑𝑎𝑟 𝑝𝑟𝑖𝑚𝑎𝑟𝑖𝑜/𝑧∗) ×𝑉
𝐶 (𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎) =
0.2005 𝑔
(204.22
𝑔
𝑚𝑜𝑙
) ×(0.0106 𝑙)
= 0.093
𝑚𝑜𝑙
𝑙

10. PRÁCTICA #1
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CONCLUSIONES:
◌ En la preparación de soluciones se realizaron los cálculos analíticos
correspondientes por medio de fórmulas conocidas como la de normalidad y
datos como la densidad de las soluciones, sin embargo, en la práctica el grado de
impurezas difiere según la manipulación al momento de prepararlas teniendo
consigo un margen de error; por lo cual es necesario realizar la respectiva
valoración para comprobar la diferencia de la concentración que se preparó con
respecto a una muestra patrón.
◌ En esta práctica la muestra patrón para realizar la estandarización fue el
Hidrogenoftalato de Potasio (KPH), a la cual se le agregaron 4 gotas de
fenolftaleína que es un indicador de pH, que se refleja incoloro en soluciones
ácidas, al dejar caer la solución de NaOH la cual al ser una base se torna de color
violeta.
◌ Se hizo reaccionar la concentración desconocida de NaOH con otra conocida
que es la de KPH; esta reacción fue la de neutralización debido a que al llegar a
este punto las concentraciones de la base y el ácido se igualan; en consecuencia,
se puede asumir que el número de moles en ambas soluciones es el mismo y se
procede a calcular la concentración molar que existe en la solución.
Al obtener un valor de 0.093 N de 𝐶𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑝𝑟𝑜𝑏𝑙𝑒𝑚𝑎 se pudo comprobar que la
concentración de NaOH se acercó por mucho a la del patrón estándar al
consumirse 0.0106 L durante la valoración con los 2g añadidos del KPH y su
MM=204.221 g/mol para los cálculos.
El color de viraje, es una comprobación de carácter cualitativo.
RECOMENDACIONES
◌ Al momento de la titulación se debe estar atento para observar el cambio de
color indicado por la fenolftaleína, no dejar que la llave de la bureta este
demasiada abierta cuando ya estamos presenciando el cambio de tonalidad.
◌ No olvidar tomar el valor inicial tanto de la masa en los respectivos pesados de
las sustancias, y el volumen inicial y final de la sustancia que está contenida en
la bureta.
◌ Al momento de la disolución del NaOH 30% en agua destilada, utilizar guantes
y mascarilla debido a que esta es una reacción exotérmica y libera gases que
pueden afectar a quien esté realizando la práctica.

11. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
SOLUCIONES
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ANEXOS
Ilustración 1. Titulación de la muestra, tras la agitación de la sustancia KPH al caer la base NaOH.
Ilustración 2. Pesada de la
muestra NaOH.
Ilustración 3. Resultado final de las dos titulaciones realizadas.

12. PRÁCTICA #1
PREPARACIÓN Y ESTANDARIZACIÓN DE
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PÁGINA: 12 de 12
Bibliografía
 Browm T., L. E. (2004). Quimica La Ciencia Central. Mexico: Pearson
Education.
 s.p., C. (s.f.). Quimica Genreral. Obtenido de
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/62-tipos-de-soluciones-y-
solubilidad.html