martes, 11 de mayo de 2010

estequiometria







ESTEQUIOMETRÍA




Es la parte de la química que tiene por objeto calcular las cantidades en masa y volumen de las sustancias re accionantes y los productos de una reacción química. Se deriva del griego “Stoicheion” que significa elemento y “Metrón” que significa medir. Entre la estequiometria vamos a encontrar lo siguiente: Composición porcentual y molar, Nomenclatura, Leyes químicas, Reacciones químicas, Balanceo de ecuaciones.




COMPOSICIÓN PORCENTUAL Y MOLAR




La fórmula de un compuesto indica el número de átomos de cada elemento presente en una unidad del compuesto. A partir de la fórmula del compuesto es posible calcular el porcentaje que cada elemento proporciona a la masa total del compuesto, así poder determinar la pureza del mismo.




La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento en un compuesto. La composición porcentual se obtiene al dividir la masa de cada uno de los elementos en 1 mol del compuesto entre la masa molar del compuesto y multiplicándolo por 100%.




Composición porcentual de un elemento =




Por ejemplo, en 1 mol de peróxido de hidrógeno (H2O2) hay 2 moles de átomos de H y 2 moles de átomos de O. La masa molar de H2O2 es 34.02g, de H es 1.008g y de O es 16g. La composición porcentual de H2O2 se calcula de la siguiente forma:







La suma de los porcentajes es 99.99%. La poca diferencia al 100% es debido al redondeo de las masas molares de los dos elementos.




Ejemplo:




El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, bebidas gaseosas para dar más sabor, etc. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.




Solución:




La masa molar de H3PO4 es 97.99g/mol. Entonces, la masa de cada elemento es:




La suma de los porcentajes es 100.01%. Como ya se mencionó antes, la diferencia al 100% es por el redondeo de los elementos.




NOMENCLATURA




Es la forma de darle nombre a los compuestos. Durante mucho tiempo, los químicos nombraban los compuestos a voluntad propia, lo que hacía más difícil el control de los mismos. Hasta que en 1921 la IUPAC (International Unión of Puré and Ampliad Chemistry) estableció reglas para poder nombrar cada uno de los compuestos de acuerdo a su fórmula. El elemento más positivo se escribe primero y se menciona después, el elemento más negativo se escribe al final y se menciona primero.




Para el estudio de la nomenclatura de los compuestos, estos se dividirán en:




· Binarios




· Ternarios




· Cuaternarios




Compuestos Binarios




Son los que están formados por dos elementos. Los elementos más importantes en estos compuestos son el hidrógeno y el oxígeno. Entre los compuestos binarios podemos mencionar a los hidrogenados, oxigenados, las sales, las aleaciones.




· Compuestos Hidrogenados: Los compuestos hidrogenados son los que llevan hidrógeno como principal elemento, combinados con un metal o un no metal. Entre éstos están:




o Hidruros: Hidrógeno + metal.




Ejemplos:




- NaH = Hidruro de sodio.




- HgH = Hidruro de mercurio.




- = Hidruro de calcio.




- = Hidruro de aluminio.




- = Hidruro de hierro.




- = Hidruro de cobre.




· Hidrácidos: Hidrógeno + no metal.




Ejemplos:




- = Ácido Clorhídrico.




- = Ácido Selenhídrico.




- HF = Ácido Yodhídrico.




- = Ácido Telurhídrico.




- = Ácido Sulfhídrico.




- = Ácido Borhídrico.




· Compuestos Oxigenados: Los compuestos oxigenados llevan oxígeno como elemento principal y éstos están combinados con elementos metálicos y no metálicos según sea el caso. Entre éstos están:




o Óxidos: Oxígeno + metal




Ejemplos:




- Cr2O3 = Trióxido de dicromo.




- Rb2O = Óxido de dirubidio.




- Al2O3 = Trióxido de dialuminio.




- Ca2O2 = Dióxido de dicalcio.




- Li2O = Óxido de dilitio.




- Fe2O3 = Trióxido de dihierro.




· Anhídridos: Oxígeno + no metal




Ejemplos:




- = Anhídrido perclórico.




- = Anhídrido boroso.




- = Anhídrido yódico.




- = Anhídrido bromoso.




- = Anhídrido nitrogenoso.




- = Anhídrido fosforoso.




· Sales: Las sales son las compuestas de la combinación de dos no metales, o un metal más un no metal. Entre estos están:




· Sales Básicas: Metal + no metal




Ejemplos:




- NaCl = Cloruro de sodio.




- KI = Yoduro de potasio.




- = Cloruro de magnesio.




- = Cloruro de cobalto.




- = Cloruro de calcio.




- = Boruro de sodio.




· Sales ácidas: No metal + no metal




Ejemplos:




- = Bromuro de selenio.




- BrF = Fluoruro de bromo.




- = Nitruro de yodo.




- = Cloruruo de arsenio.




- = Fosfuro de silicio.




- = Yoduro de telerio.




· Aleaciones: Las aleaciones se forman de la combinación de un metal más otro metal. La aleación de dos metales es de gran importancia ya que es una de las principales formas de modificar las propiedades de los elementos metálicos puros.




Ejemplos:




o AgFe = Aleación de hierro y plata




o HgRb = Aleación de rubidio y mercurio




o MnCr = Aleación de cromo y manganeso




o Compuestos Ternarios




Un compuesto ternario es el que está formado por tres elementos. Entre estos encontramos a los hidróxidos, oxácidos, sales dobles, sales ácidas, oxisales.




§ Hidróxidos: Se forman de la unión del hidrógeno con el oxígeno acompañados de un metal. En los hidróxidos el grupo OH es indispensable.




Ejemplos:




- NaOH = Hidróxido de sodio.




- AuOH = Hidróxido de oro.




- CaOH = Hidróxido de calcio.




- AlOH = Hidróxido de aluminio.




- FeOH = Hidróxido de hierro.




- MnOH = Hidróxido de manganeso.




§ Oxácidos: Son compuestos formados por la combinación de un anhídrido y una molécula de agua.




Anhídrido + H2O = Oxácido




Ejemplos:




- SO2 + H2O = H2SO3 = Ácido Sulfuroso.




- Cl2O5 + H2O =H2ClO6 = Ácido Clórico.




- CO2 + H2O = H2CO3 = Ácido Carbónico.




- FO2 + H2O = H2FO3 = Ácido Fluoroso.




- BrO3 + H2O = H2BrO4 = Ácido Bromoso.




§ Sales Dobles: Son el resultado de la sustitución del hidrógeno por dos metales diferentes, estos de colocan en orden de electropositividad.




H2Se + Li + Rb = LiRbSe




Ejemplos:




- LiMgP = Fosfuro doble de Litio y Magnesio.




- LiRbSe = Selenuro doble de Litio y Rubidio.




- KNaS = Sulfuro doble de sodio y potasio.




§ Sales Ácidas: Éstas actúan sin presencia de oxígeno y consiste en eliminar parcialmente el hidrógeno por un elemento no metal.




HF + Rb = RbHF




Ejemplos:




- RbHF = Fluoruro ácido de Rubidio.




- NaHS = Sulfuro ácido de Sodio.




- KHSe = Selenuro ácido de potasio.




o Compuestos Cuaternarios




Los compuestos cuaternarios son los formados por cuatro elementos.




§ Oxisales Ácidas: Son compuestos que resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos, de ácidos oxácidos por un metal.




Ejemplos:




- NaHSO4 = Sulfato ácido de Sodio.




- KHCO3 = Carbonato ácido de Potasio.




- CaHSO4 = Sulfato ácido de calcio.




- NaHCO3 = Carbonato ácido de sodio.




- K2HSO5 = Sulfato ácido de potasio.




- Na2HPO5 = Fosfato ácido de sodio.




§ Oxisales Dobles: Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los ácidos oxácidos de los grupos V y VI y el ácido carbónico.




Ejemplos:




- KLiSO3 = Sulfato doble de litio y potasio.




- NaBaPO4 = Fosfato doble de bario y sodio.




- NaLiSO3 = Sulfato doble de litio y sodio.




- CsRbPO5 = Fosfato doble de rubidio y cesio.




- BaCaCO3 = Carbonato doble de calcio y bario.




- CaMgClO4 = Clorato doble de magnesio y calcio.




o LEYES QUÍMICAS




La leyes químicas son un conjunto de leyes que se descubrieron por vía experimental y que hacen referencia a las relaciones que en una reacción química cumple los pesos de las sustancias re accionantes y los productos de la reacción.




o Ley de la Conservación de la Materia y Energía




Esta ley nos dice que en una reacción química, la suma de las masas de las sustancias re accionantes es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esto quiere decir que la materia ni se crea ni se destruye, sólo se puede transformar al igual que la energía.




La materia y la energía trabajan juntas ya que la materia al ser supuestamente destruída se transforma en energía y por eso se dice que la materia no se destruye sino que se convierte en energía.




o Ley de Proporciones Múltiples




La teoría atómica de Dálton nos lleva a que los átomos se combinan para formar compuestos. Considerando que un átomo de A se combina con un átomo de B para formar el compuesto AB y que un átomo de A se combina con 2 átomos de B, para formar el compuesto AB2, Dálton propuso la ley de las proporciones múltiples que puede enunciarse así: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, los pesos diferentes de uno de ellos, que se combinan con un peso fijo del otro, guardan una relación sencilla de números enteros pequeños.




Esto quiere decir que si se mantiene fija la cantidad de uno y se determinan las cantidades del otro se tienen números que guarden entre sí relaciones expresables mediante números enteros. Tenemos por ejemplo el Carbono de Hidrógeno que forma Hidrocarburos en los cuales intervienen relaciones que aún siendo de números enteros, estos son a veces muy grandes.




o REACCIONES QUíMICAS




Una reacción química es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se origina otra u otras diferentes de las iniciales. Las reacciones químicas se representan separando con una flecha las sustancias originales de las finales:




A las sustancias A y B se les denomina productos re accionantes y a las sustancias C y D productos de la reacción.




o Tipos de Reacciones Químicas




§ Reacciones de Combustión: Son aquellas en que se combina el oxígeno con compuestos orgánicos para producir dióxido de carbono y agua como únicos productos.




§ Reacciones de Desplazamiento: Son llamadas también de sustitución simple. Ocurre cuando un elemento más activo reemplaza a otro menos activo en un compuesto.




§ Reacciones de Doble Sustitución: Ocurre cuando dos compuestos intercambian sus sustituyentes para formar dos nuevos compuestos.




§ Reacciones de Combinación: Elementos o compuestos sencillos se combinan para dar solamente un producto.




§ Reacciones de Descomposición o Análisis: Un compuesto se transforma por acción del calor o de la electricidad en dos o más productos.




§ Hidrólisis: Estas efectúan una doble descomposición cuando un compuesto se descompone por la acción del agua.




o BALANCEO DE ECUACIONES




o Método Algebraico




Para balancear de modo algebraico seguiremos los siguientes pasos:




o Identificar reactivos y productos.




o Al elemento que aparece la mayor cantidad de veces se le asigna el coeficiente 2.




o Se asignan literales para cada componente.




o Se resuelve sumando los valores de las literales de cada uno de los lados.




o Colocar el respectivo coeficiente a cada compuesto.




Ejemplo:




De tal forma que al multiplicar los coeficientes de cada compuesto con el número de cada elemento, estos queden igual de cada lado:




C = 14 C = 14




H = 12 H = 12




O = 34 O = 34




o Método Rédox




Para balancear por medio de este método seguiremos algunas reglas:




o El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre es 0.




H0, O20, Cl0, Fe0




o El número de oxidación de cualquier ion monoatómico es igual a su carga.




Na+1, Ca+2, Cl+1




o En las combinaciones entre metales en que no intervenga el Hidrógeno y el Oxígeno, el no metal que está por encima o a la derecha del otro en la tabla periódica se considera negativo.




o La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula para un compuesto neutro debe ser 0. Por tanto en HNO3 el número de oxidación de los tres oxígenos es (-6), del Hidrógeno es (+1) y del nitrógeno es (+5).




o La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ion debe ser igual a la caga del ion, así en el NH4 el número de oxidación de N debe ser (-3).




Ejemplo 1:







I.
Oxidación (2é)




Balanceada:




II.
Reducción (5é)




Balanceada:







H = 36 H = 36




S = 5 S = 5




O = 28 O = 28




Mn = 2 Mn = 2




Ejemplo 2:







I.
Oxidación (1é)




Balanceada:




II.
Reducción (5é)




Balanceada:







Fe = 5 Fe = 5




Mn = 1 Mn = 1




O = 4 O = 4




H = 8 H = 8




10




+




+






















Estequiometría en elementos y compuestos






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El Mol




Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantos objetos como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C.




Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023




Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro.







Pesos atómicos y moleculares




Los subíndices en las fórmulas químicas representan cantidades exactas.




La fórmula del H2O, por ejemplo, indica que una molécula de agua está compuesta exactamente por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.




Todos los aspectos cuantitativos de la química descansan en conocer las masas de los compuestos estudiados.







La escala de masa atómica




Los átomos de elementos diferentes tienen masas diferentes




Trabajos hechos en el S. XIX, donde se separaba el agua en sus elementos constituyentes (hidrógeno y oxígeno), indicaban que 100 gramos de agua contenían 11,1 gramos de hidrógeno y 88,9 gramos oxígeno.




Un poco más tarde los químicos descubrieron que el agua estaba constituida por dos átomos de H por cada átomo de O.




Por tanto, nos encontramos que en los 11,1 g de Hidrógeno hay el doble de átomos que en 88,9 g de Oxígeno.




De manera que 1 átomo de O debe pesar alrededor de 16 veces más que 1 átomo de H.




Si ahora, al H (el elemento más ligero de todos), le asignamos una masa relativa de 1 y a los demás elementos les asignamos masas atómicas relativas a este valor, es fácil entender que al O debemos asignarle masa atómica de 16.




Sabemos también que un átomo de hidrógeno, tiene una masa de 1,6735 x 10-24 gramos, que el átomo de oxígeno tiene una masa de 2,6561 X 10-23 gramos.




Si ahora en vez de los valores en gramos usamos la unidad de masa atómica (uma) veremos que será muy conveniente para trabajar con números tan pequeños.




Recordar que la unidad de masa atómica uma no se normalizó respecto al hidrógeno sino respecto al isótopo 12C del carbono ( masa = 12 uma).




Entonces, la masa de un átomo de hidrógeno (1H) es de 1,0080 uma, y la masa de un átomo de oxígeno (16O) es de 15,995 uma.




Una vez que hemos determinado las masas de todos los átomos, se puede asignar un valor correcto a las uma:




1 uma = 1,66054 x 10-24 gramos




y al revés:




1 gramo = 6,02214 x 1023 uma







Masa atómica promedio




Ya hemos visto que la mayoría de los elementos se presentan en la naturaleza como una mezcla de isótopos.




Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo.




Ejemplo:




El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de 12C y 1,108% de 13C y una cantidad despreciable de 14C.




Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será:




(0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma




La masa atómica promedio de cada elemento se le conoce como peso atómico. Estos son los valores que se dan en las tablas periódicas.







Masa Molar




Un átomo de 12C tiene una masa de 12 uma.




Un átomo de 24Mg tiene una masa de 24 uma, o lo que es lo mismo, el doble de la masa de un átomo de 12C.




Entonces, una mol de átomos de 24Mg deberá tener el doble de la masa de una mol de átomos de 12C.




Dado que por definición una mol de átomos de 12C pesa 12 gramos, una mol de átomos de 24Mg debe pesar 24 gramos.




Nótese que la masa de un átomo en unidades de masa atómica (uma) es numéricamente equivalente a la masa de una mol de esos mismos átomos en gramos (g).




La masa en gramos de 1 mol de una sustancia se llama masa molar




La masa molar (en gramos) de cualquier sustancia siempre es numéricamente igual a su peso fórmula (en uma).







Peso molecular y peso fórmula




El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de cada átomo en su fórmula química




Por ejemplo, el agua (H2O) tiene el peso fórmula de:




[2 x (1,0079 uma)] + [1 x (15,9994 uma)] = 18,01528 uma




Si una sustancia existe como moléculas aisladas (con los átomos que la componen unidos entre sí) entonces la fórmula química es la fórmula molecular y el peso fórmula es el peso molecular.




Una molécula de H2O pesa 18,0 uma; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramos.




Un par iónico NaCl pesa 58,5 uma; 1 mol de NaCl pesa 58,5 gramos.




Por ejemplo, el carbono, el hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar la molécula del azúcar glucosa que tiene la fórmula química C6H12O6.




Por lo tanto, el peso fórmula y el peso molecular de la glucosa será:




[6 x (12 uma)] + [12 x (1,00794 uma)] + [6 x (15,9994 uma)] = 180,0 uma




Como las sustancias iónicas no forman enlaces químicos sino electrostáticos, no existen como moléculas aisladas, sin embargo, se asocian en proporciones discretas. Podemos describir sus pesos fórmula pero no sus pesos moleculares. El peso fórmula del NaCl es:




23,0 uma + 35,5 uma = 58,5 uma







Composición porcentual a partir de las fórmulas




A veces al analizar una sustancia, es importante conocer el porcentaje en masa de cada uno de los elementos de un compuesto.




Usaremos de ejemplo al metano:




CH4




Peso fórmula y molecular:




[1 x (12,011 uma)] + [4 x (1,008)] = 16,043 uma




%C = 1 x (12,011 uma)/16,043 uma = 0,749 = 74,9%




%H = 4 x (1,008 uma)/16,043 uma = 0,251 = 25,1%







Interconversión entre masas, moles y número de partículas




Es necesario rastrear las unidades en los cálculos de interconversión de masas a moles.




A esto lo conocemos formalmente con el nombre de análisis dimensional.




Ejemplo:




Calcular la masa de 1,5 moles de cloruro de calcio




Fórmula química del cloruro de calcio = CaCl2




Masa atómica del Ca = 40,078 uma




Masa atómica del Cl = 35,453 uma




Al ser un compuesto iónico no tiene peso molecular, sino peso fórmula..




Peso fórmula del CaCl2 = (40,078) + 2(35,453) = 110,984 uma




De manera que, un mol de CaCl2 tendrá una masa de 110,984 gramos. Y entonces, 1,5 moles de CaCl2 pesarán:




(1,5 mol)(110,984 gramos/mol) = 166,476 gramos




Ejemplo:




Si tuviera 2,8 gramos de oro, ¿cuántos átomos de oro tendría?




Fórmula del oro: Au




Peso fórmula del Au = 196,9665 uma




Por lo tanto, 1 mol de oro pesa 196,9665 gramos.




De manera que, en 2,8 gramos de oro habrá:




(2,8 gramos)(1 mol/196,9665 gramos) = 0,0142 mol




Sabemos por medio del número de Avogadro que hay aproximadamente 6,02 x 1023 atomos/mol.




Por lo cual, en 0,0142 moles tendremos:




(0,0142 moles)(6,02x1023atomos/moles)=8,56x1021 átomos







Fórmulas empíricas a partir del análisis




Una fórmula empírica nos indica las proporciones relativas de los diferentes átomos de un compuesto.




Estas proporciones son ciertas también al nivel molar.




Entonces, el H2O tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno.




De la misma manera, 1,0 mol de H2O está compuesta de 2,0 moles de átomos de hidrógeno y 1,0 mol de átomos de oxígeno.




También podemos trabajar a la inversa a partir de las proporciones molares:




Si conocemos las cantidades molares de cada elemento en un compuesto, podemos determinar la fórmula empírica.




El mercurio forma un compuesto con el cloro que tiene 73,9% de mercurio y 26,1% de cloro en masa. ¿Cuál es su fórmula empírica?.




Supongamos que tenemos una muestra de 100 gramos de este compuesto. Entonces la muestra tendrá 73,9 gramos de mercurio y 26,1 gramos de cloro.




¿Cuántas moles de cada átomo representan las masas individuales?




Para el mercurio: (73,9 g) x (1 mol/200,59 g) = 0,368 moles




Para el cloro: (26,1 g) x (1 mol/35,45 g) = 0,736 mol




¿Cuál es la proporción molar de los dos elementos?




( 0,736 mol Cl/0,368 mol Hg) = 2,0




Es decir, tenemos el doble de moles (o sea átomos) de Cl que de Hg. La fórmula empírica del compuesto sería: HgCl2







Fórmula molecular a partir de la fórmula empírica




La fórmula química de un compuesto obtenida por medio del análisis de sus elementos o de su composición siempre será la fórmula empírica.




Para poder obtener la fórmula molecular necesitamos conocer el peso molecular del compuesto.




La fórmula química siempre será algún múltiplo entero de la fórmula empírica (es decir, múltiplos enteros de los subíndices de la fórmula empírica).




La Vitamina C (ácido ascórbico) tiene 40,92 % de C y 4,58 % de H, en masa.




El resto, hasta completar el 100%, es decir el 54,50 %, es de O.




El peso molecular de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o química y su fórmula empírica?




En 100 gramos de ácido ascórbico tendremos:




40,92 gramos C




4,58 gramos H




54,50 gramos O




Esto nos dirá cuantas moles hay de cada elemento así:




(40,92 g de C) x (1 mol/12,011 g) = 3,407 moles de C




(4,58 g de H) x (1 mol/1,008 g) = 4,544 moles de H




(54,50 g de O) x (1 mol/15,999 g) = 3,406 moles de O




Para determinar la proporción simplemente dividimos entre la cantidad molar más pequeña (en este caso 3,406 o sea la del oxígeno):




C = 3,407 moles/3,406 moles = 1,0




H = 4,544 moles/3,406 moles = 1,333




O = 3,406 moles/3,406 moles = 1,0




Las cantidades molares de O y C parecen ser iguales, en tanto que la cantidad relativa de H parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de átomo, hay que normalizar la cantidad relativa de H y hacerla igual a un entero.




1,333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada átomo por 3 obtendremos valores enteros para todos los átomos.




C = 1,0 x 3 = 3




H = 1,333 x 3 = 4




O = 1,0 x 3 = 3




Es decir C3H4O3




Esta es la fórmula empírica para el ácido ascórbico. Pero, ¿y la fórmula molecular?




Nos dicen que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma.




¿Cuál es el peso molecular de nuestra fórmula empírica?




(3 x 12,011) + (4 x 1,008) + (3 x 15,999) = 88,062 uma




El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor que el valor experimental.




¿Cuál será la proporción entre los dos valores?




(176 uma / 88,062 uma) = 2,0




Parece que la fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular.




Si multiplicamos la fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta.




Entonces, la fórmula molecular será:




2 x C3H4O3 = C6H8O6







Combustión en aire




Las reacciones de combustión son reacciones rápidas que producen una llama.




La mayoría de estas reacciones incluyen al oxígeno (O2) del aire como reactivo.




Una clase de compuestos que puede participar en las reacciones de combustión son los hidrocarburos (estos son compuestos que sólo tienen C y H).




Cuando los hidrocarburos se queman, reaccionan con el oxígeno del aire (O2) para formar dióxido de carbono (CO2) y agua (H2O).




Por ejemplo cuando el propano se quema la reacción de combustión es:




C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
































































Ejemplos de hidrocarburos comunes:




Nombre




Fórmula Molecular




metano




CH4




propano




C3H8




butano




C4H10




octano




C8H18




En las reacciones de combustión, muchos otros compuestos que tienen carbono, hidrógeno y oxígeno (por ejemplo el alcohol metílico CH3OH, y la glucosa C6H12O6) también se queman en presencia de oxígeno (O2) para producir CO2 y H2O.




Cuando conocemos la manera en que una serie de sustancias reaccionan entre sí, es factible determinar características cuantitativas de estas, entre otras su fórmula y hasta su fórmula molecular en caso de conocer el peso molecular de la sustancia.




A esto se le conoce como análisis cuantitativo.







Análisis de combustión




Cuando un compuesto que tiene H y C se quema en presencia de O en un aparato especial, todo el carbono se convierte en CO2 y el hidrógeno en H2O.




La cantidad de carbono existente se determina midiendo la cantidad de CO2 producida.




Al CO2 lo atrapamos usando el hidróxido de sodio, de manera que podemos saber cuánto CO2 se ha producido simplemente midiendo el cambio de peso de la trampa de NaOH y de aquí podemos calcular cuánto C había en la muestra.




De la misma manera, podemos saber cuánto H se ha producido atrapando al H2O y midiendo el cambio de masa en la trampa de perclorato de magnesio.




Ejemplo:




Consideremos la combustión del alcohol isopropílico. Un análisis de la muestra revela que esta tiene únicamente tres elementos: C, H y O.




Al quemar 0,255 g de alcohol isopropílico vemos que se producen 0,561 g de CO2 y 0,306 g de H2O.




Con esta información podemos calcular la cantidad de C e H en la muestra, ¿Cuántas moles de C tenemos?




(0,561 g de CO2) x (1 mol de CO2/44,0 g) = 0,0128 moles de CO2




Dado que un mol de CO2 tiene un mol de C y dos de O, y tenemos 0,0128 moles de CO2 en la muestra, entonces hay 0,0128 moles de C en nuestra muestra.




¿Cuántos gramos de C tenemos?




(0,0128 moles de C) x (12,01 g/mol de C) = 0,154 g de C




¿Cuántos moles de H tenemos?




(0,306 g de H2O) x (1 mol de H2O/18,0 g) = 0,017 moles de H2O




Dado que un mol de H2O tiene un mol de oxígeno y dos moles de hidrógeno, en 0,017 moles de H2O, tendremos 2 x 0,017 = 0,034 moles de H.




Como el hidrógeno es casi 1 gramo / mol, entonces tenemos 0,034 gramos de hidrógeno en la muestra.




Si ahora sumamos la cantidad en gramos de C y de H, obtenemos:




0,154 gramos (C) + 0,034 gramos (H) = 0,188 gramos




Pero sabemos que el peso de la muestra era de 0,255 gramos.




La masa que falta debe ser de los átomos de oxígeno que hay en la muestra de alcohol isopropílico:




0,255 gramos - 0,188 gramos = 0,067 gramos (O)




Pero esto, ¿cuántos moles de O representa?




(0,067 g de O) x (1 mol de O/15,999 g) = 0,0042 moles de O




Entonces resumiendo, lo que tenemos es:




0,0128 moles Carbono




0,0340 moles Hidrógeno




0,0042 moles Oxígeno




Con esta información podemos encontrar la fórmula empírica, si dividimos entre la menor cantidad para obtener enteros:




C = 3,05 átomos




H = 8,1 átomos




O = 1 átomo




Si consideramos el error experimental, es probable que la muestra tenga la fórmula empírica:




C3H8O







Algunos conceptos




Estequiometría.- Es el término utilizado para referirse a todos los aspectos cuantitativos de la composición y de las reacciones químicas.




Estequiometría de composición.- Describe las relaciones cuantitativas (en masa) entre los elementos de los compuestos.




Elemento.- Es una sustancia compuesta por átomos de una sola clase; todos los átomos poseen el mismo número atómico Z.




Isótopos.- Son átomos que poseen el mismo número atómico Z pero cuyas masas son diferentes.




Ión.- Átomo o grupo de átomos con carga eléctrica.




Número atómico, Z.- De un elemento es el número de protones que contiene el núcleo de un átomo del elemento; este número es igual al de electrones que rodean al núcleo en el átomo neutro.




Número másico (número de nucleones).- Es la suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo.




Defecto de masa.- Es la diferencia entre la masa de un átomo y la suma de las masas de sus partículas constituyentes (protones, neutrones y electrones).




Fórmula.- Combinación de símbolos que indica la composición química de una sustancia.




Unidad fórmula o fórmula unitaria.- La menor unidad repetitiva de una sustancia, molécula para las sustancias no iónicas.




Fórmula empírica (fórmula más simple).- Es la fórmula más sencilla que expresa el número relativo de átomos de cada clase que contiene; los números que figuran en la fórmula empírica deben ser enteros.




Fórmula molecular.- Indica el número de átomos de cada clase que están contenidos en una molécula de una sustancia. Se trata siempre de algún múltiplo entero de la fórmula empírica.




Hidrato.- Compuesto sólido que contiene un porcentaje definido de agua enlazada a él.




Ley de las proporciones definidas (Ley de la composición constante).- Enunciado que establece que las muestras diferentes de compuestos puros siempre contienen los mismos elementos en la misma proporción de masas.




Unidad de masa atómica (uma).- Duodécima parte de la masa de un átomo del isótopo de carbono-12; unidad que se emplea para establecer pesos moleculares y atómicos, a la cual se le llama dalton.




Masa atómica.- De un átomo es la masa del átomo expresada en unidades de masa atómica.




Peso atómico.- El peso promedio de las masas de los isótopos constituyentes de un elemento; masas relativas de los átomos de diferentes elementos.




Masa molecular.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula molecular de una sustancia.




Peso molecular.- Masa de una molécula de una sustancia no iónica en unidades de masa atómica.




Masa fórmula.- Es la que se obtiene como suma de las de todos los átomos que intervienen en la fórmula empírica de una sustancia.




Peso fórmula.- La masa de una fórmula unitaria de sustancias en unidades de masa atómica.




Composición porcentual.- El tanto por ciento de masa de cada elemento en un compuesto.




Mol.- Es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales (por ejemplo, átomos, moléculas, unidades fórmula, etc.) como átomos hay en 0,012 kg (12 g) de carbono-12; 1 mol = 6,022 x 1023 entidades.




Constante de Avogadro.- Es el número de entidades elementales (átomos, moléculas, iones, etc) contenido en un mol de dichas entidades; N = 6,022 x 1023 mol-1.




Masa molar.- Es la masa de un mol de una sustancia.























































Estequiometría




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En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.




El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:




La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.



















Contenido




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Principios
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En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.




A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:







  • la conservación del número de átomos de cada elemento químico



  • la conservación de la carga total



Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.




Balance de materia [editar]




Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Se dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.




Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción sin ajustar será:







En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo, para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:




Hidrógeno: 4·a = 2·d




Oxígeno: 2·b = 2·c + d




Carbono: a=c




Obteniendo en este caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres ecuaciones y cuatro incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las variables, obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación lineal de las demás. Por ejemplo: a=1.







  • Sustituyendo a=1 en la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se obtiene d=2.



  • Sustituyendo a=1 en la tercera ecuación, se obtiene c=1.



  • Sustituyendo c=1 y d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.



Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:







Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.




Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.




Coeficiente estequiométrico [editar]




Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:







El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.




Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.




Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas [editar]




Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:







  • La mezcla es estequiométrica;



  • Los reactivos están en proporciones estequiométricas;



  • La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;



Las tres expresiones tienen el mismo significado.




En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.




Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.




Ejemplo







Masa atómica del oxígeno = 15,9994.




Masa atómica del carbono = 12,0107.




La reacción es:







para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.







despejando x:







realizadas las operaciones:







Véase también [editar]







Estequiometría




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En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.




El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:




La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.



















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Principios
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En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.




A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:







  • la conservación del número de átomos de cada elemento químico



  • la conservación de la carga total



Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.




Balance de materia [editar]




Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Se dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.




Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción sin ajustar será:







En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo, para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:




Hidrógeno: 4·a = 2·d




Oxígeno: 2·b = 2·c + d




Carbono: a=c




Obteniendo en este caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres ecuaciones y cuatro incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las variables, obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación lineal de las demás. Por ejemplo: a=1.







  • Sustituyendo a=1 en la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se obtiene d=2.



  • Sustituyendo a=1 en la tercera ecuación, se obtiene c=1.



  • Sustituyendo c=1 y d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.



Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:







Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.




Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.




Coeficiente estequiométrico [editar]




Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:







El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.




Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.




Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas [editar]




Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:







  • La mezcla es estequiométrica;



  • Los reactivos están en proporciones estequiométricas;



  • La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;



Las tres expresiones tienen el mismo significado.




En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.




Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.




Ejemplo







Masa atómica del oxígeno = 15,9994.




Masa atómica del carbono = 12,0107.




La reacción es:







para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.







despejando x:







realizadas las operaciones:







Véase también [editar]







Estequiometría




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En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y μετρον, métrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.




El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la siguiente manera:




La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.



















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Principios
[editar]




En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.




A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:







  • la conservación del número de átomos de cada elemento químico



  • la conservación de la carga total



Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.




Balance de materia [editar]




Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Se dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada.




Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O). La reacción sin ajustar será:







En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo, para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos en los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:




Hidrógeno: 4·a = 2·d




Oxígeno: 2·b = 2·c + d




Carbono: a=c




Obteniendo en este caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres ecuaciones y cuatro incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las variables, obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación lineal de las demás. Por ejemplo: a=1.







  • Sustituyendo a=1 en la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se obtiene d=2.



  • Sustituyendo a=1 en la tercera ecuación, se obtiene c=1.



  • Sustituyendo c=1 y d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.



Sustituyendo los coeficientes estequimétricos en la ecuación de la reacción, se obtiene la ecuación ajustada de la reacción:







Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.




Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden obtenerse valores racionales no enteros. En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las reacciones redox, se emplea el método del ion-electrón.




Coeficiente estequiométrico [editar]




Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación química dada. En el ejemplo anterior:







El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios. Es el número de moles de cada sustancia.




Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.




Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas [editar]




Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus coeficientes estequiométricos se dice:







  • La mezcla es estequiométrica;



  • Los reactivos están en proporciones estequiométricas;



  • La reacción tiene lugar en condiciones estequiométricas;



Las tres expresiones tienen el mismo significado.




En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se consumirán dando las cantidades estequiométricas de productos correspondientes.




Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.




Ejemplo







Masa atómica del oxígeno = 15,9994.




Masa atómica del carbono = 12,0107.




La reacción es:







para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol de oxígeno.







despejando x:







realizadas las operaciones:







Véase también [editar]







Leyes estequiométricas




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Ley de la conservación de la materia de Lavoisier [editar]




Artículo principal: Ley de conservación de la masa




En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos. Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales, La podemos enunciar de la siguiente manera: la ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa se conserva, es decir, la masa y materia no se crea, ni se destruye, solo se transforma y permanece invariable.




Ley de Proust o de las proporciones constantes [editar]




Artículo principal: Ley de las proporciones constantes




En 1808, J.L. Proust llegó a la conclusión de que para formar un determinado compuesto, dos o más elementos químicos se unen y siempre en la misma proporción ponderal.




Una aplicación de la ley de Proust es la obtención de la denominada composición centesimal de un compuesto, esto es, el porcentaje ponderal que representa cada elemento dentro de la molécula.




Ley de Dalton o de las proporciones múltiples [editar]




Artículo principal: Ley de las proporciones múltiples




Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varios compuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808 concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otro guardaran entre sí una relación, expresable generalmente mediante el cociente de números enteros sencillos.




Ley de las proporciones equivalentes o recíprocas (Richter 1992) [editar]




Artículo principal: Ley de las proporciones equivalentes




"Si dos elementos se combinan con cierta masa fija de un tercero en cantidades a y b, respectivamente, en caso de que aquellos elementos se combinen entre sí, lo hacen con una relación de masas a/b, o con un múltiplo de la misma. Es decir, siempre que dos elementos reaccionan entre sí, lo hacen equivalente a equivalente o según múltiplos o submúltiplos de estos."


















































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