estequiometria. grado 11

PLAN DE ASIGNATURA

ASIGNATURA: QUIMICA RESPONSABLE: ESP LUZ MARINA PADILLA ROMERO

GRADO___________PERIODO________HORAS_________FECHA_____________

FECHA DE INICIO_______________FECHA DE FINALIZACION_________________

PROYECTO 7¿QUÉ CALCULOS SE PUEDEN OBTENER DE UNA REACCIÓN QUIMICA?

EJE ARTICULATORIO: PROCESOS QUIMICOS

ESTANDAR. • Realizo cálculos cuantitativos en cambios químicos.

LOGROS: Interpretar correctamente una ecuación estequiometria, en términos de moles, gramos, tanto de los reactivos como los productos.

Indicadores De Desempeño

Resuelve conversiones de mol. átomo, numero de avogadro y mol molécula

Resuelve ejercicios usando la razón molar o los factores de conversión

Convierte moles a gramos y gramos a moles en una muestra dada. Identifica reactivo límite, rendimiento teórico, rendimiento real, y

pureza de una reacción Aplica lo aprendido en la solución de problemas de la vida cotidiana.

NUCLEOS TEMATICOS:

METODOLOGIA: Explicación del tema a través de ejercicios

EVALUACION:

Resuelve ejercicios aplicando los cálculos estequiometricos Relaciona los conceptos aprendidos con casos de la vida cotidiana Valora la importancia de trabajar en equipo

RECURSOS: GUIA, LIBRO, TALLER DE APLICACIÓN

BIBLIOGRAFIA: QUIMICA 1 EDUCAR EDITORES

QUIMICA 10 EDITORIAL MIGEMA

INSTITUCION EDUCATIVA DEPARTAMENTAL MACONDO

AREA CIENCIAS NATURALES Y EDUCACION

1.-Mol-Atomo y número de avogadro

2.-Masa Molecular, Mol-molecula y número de avogadro

3.-Estequiometria

3.1 Métodos Estequiometricos

calculo mol-mol calculo mol-masa calculo masa-masa Reactivo limite Rendimiento y pureza

WED GRAFIA: http/ www. Wikipedia.com

ASIGNATURA: QUIMICA RESPONSABLE: ESP LUZ MARINA PADILLA ROMERO

ALUMNO____________________________________GRADO___________PERIODO_____

TEMA: 1 MOL-ATOMO, NÚMERO DE AVOGADRO, MASA MOLECULAR MOL-MOLECULA HORAS_________FECHA______________________________

LOGROS.- Distinguir los conceptos de mol y de número de Avogadro para aplicarlos en la resolución de problemas.

INTRODUCCION- El concepto de mol es uno de los más importantes en la química. Su comprensión y aplicación son básicas en la comprensión de otros temas. Es una parte fundamental del lenguaje de la química.

CONTENIDO

MOL: Es la masa de un elemento en gramos numéricamente igual a su masa atómica

Ejemplo El peso atómico del hierro es 55,8 u.m.a 1 mol de Fe = 55,8 g de Fe

El peso atómico de sodio es 22,99 u.m.a a 1 Mol de Na = 22,99g de Na

Cuando hablamos de un mol, hablamos de un número específico de materia. Por ejemplo si decimos una docena sabemos que son 12, una centena 100 y un mol equivale

a 6.023x 1023 . Este número se conoce como Número de Avogadro y es un número tan grande que es difícil imaginarlo.Un mol de azufre, contiene el mismo número de átomos que un mol de plata, el mismo número de átomos que un mol de calcio, y el mismo número de átomos que un mol de cualquier otro elemento.

1 MOL de un elemento = 6.023 x 1023

átomos

Si tienes una docena de canicas de vidrio y una docena de pelotas de ping-pong, el número de canicas y pelotas es el mismo, pero ¿pesan lo mismo? NO. Así pasa con las moles de átomos, son el mismo número de átomos, pero la masa depende del elemento y está dada por la masa atómica del mismo.

Para cualquier ELEMENTO:

1 MOL = 6.023 X 1023 ÁTOMOS = MASA ATÓMICA (gramos)

Ejemplos:

Moles ÁtomosGramos

(Masa atómica)

1 mol de S 6.023 x 1023 átomos de S 32.06 g de S

1 mol de Cu 6.023 x 1023átomos de Cu 63.55 g de Cu

d) En 52 gramos de cloro hay __________moles y___________ átomos de cloro En base a la relación que establecimos entre moles, átomos y masa atómica para cualquier elemento, podemos nosotros convertir de una otra unidad utilizando factores de conversión. Ejemplos:



¿Cuántas moles de hierro representan 25.0 g de hierro (Fe)?Necesitamos convertir gramos de Fe a moles de Fe. Buscamos la masa atómica del Fe y vemos que es 55.85 g . Utilizamos el factor de conversión apropiado para obtener moles.

Cantidad dada x (cantidad buscada/unidad del dato que te den)

¿Cuántos átomos de magnesio están contenidos en 5.00 g de magnesio (Mg)? Necesitamos convertir gramos de Mg a átomos de Mg.Para este factor de conversión necesitamos la masa atómica que es 24.31 g.

5.00 g Mg (1 mol 24.31 g

) = 0.206 mol Mg x

¿Cuál es la masa de 3.01 x 10 átomos de sodio (Na)?Utilizaremos la masa atómica del Na (22.99 g) y el factor de conversión de átomos a gramos.

3.01 x 1023 átomos Na

(22.99 g

6.023 x 10átomos

) = 1.31 x 10 átomos Na

ACTIVIDAD EN CLASES

COMPLETAR:

a) En 25g de Berilio hay_______________________ moles de Berilio

b) En 0,54 moles de potasio hay ________________gramos de potasio

c) En 0,25moles de calcio hay __________________átomos de calcio

e) En 6,5x10-3 átomos de Al_ _________________gramos de Al

MASA MOLAR DE LOS COMPUESTOS

Una mol de un compuesto contiene el número de Avogadro de unidades fórmula (moléculas o iones) del mismo. Los términos peso molecular, masa molecular, peso fórmula y masa fórmula se han usado para referirse a la masa de 1 mol de un compuesto. El término de masa molar es más amplio pues se puede aplicar para todo tipo de compuestos.A partir de la fórmula de un compuesto, podemos determinar la masa molar sumando las masas atómicas de todos los átomos de la fórmula. Si hay más de un átomo de cualquier elemento, su masa debe sumarse tantas veces como aparezca.

Ejemplos: Calcule la masa molar de los siguientes compuestos.KOH (hidróxido de potasio), Al2(SO3)3 (sulfito de aluminio), Cu3(PO4)2 (sulfato de cobre II)

En el caso de los compuestos también podemos establecer una relación entre moles, moléculas y masa molar.

25.0 g Fe (1 mol 55.85 g

) = 0.448 moles Fe

La unidad del dato y del denominador del factor de conversión debe ser la misma

Cu 3 x 63.55 = 190.65P 2 x 30.97 = 61.04O 8 x 16 = 128 +

379.69 g

Al2 x 26.98 =

53.96

S3 x 32.06 =

96.18

O 9 x 16 = 144 +294.14 g

K 1 x 39.10 = 39.10O 1 x 16.00 = 16.00H 1 x 1.01 = 1.01 +

56.11 g

ACTIVIDAD EN CLASES

1.-Encontrar la masa molecular de los siguientes compuestos

HCl, NaOH , H3PO4, Fe2(SO4)3 , Ca( OH)2

MOL – MOLECULA Y NÚMERO DE AVOGADRO

Ejemplo 1¿Cuántas moles de NaOH (hidróxido de sodio) hay en 1.0 Kg de esta sustancia?En primer lugar debemos calcular la masa molar del NaOH

Na 1 x 22.99 = 22.99

O 1 x 16.00 = 16.00

H 1 x 1.01 = 1.01 +40.00 g

1000 g NaOH (1 mol 40.00 g

)= 25.0 mol

NaOH1.00 Kg NaOH

(1000 g 1 Kg

) = 1000 g NaOH

La secuencia de conversión sería:

EJEMPLO 2 ¿Cuál es la masa de 5.00 moles de agua?Calculamos la masa molar del H2O.

H 2 x 1.01 = 2.02O 1 x 16 = 16 +

18.02 g

5.00 mol H2O X (18.02 g 1 mol

) = 90.1 g H2O

EJEMPLO 3 ¿Cuántas moléculas de HCl (cloruro de hidrógeno) hay en 25.0 g?Calculamos la masa molar del HCl.

H 1 x 1.01 = 1.01

Cl 1 x 35.45 = 35.45 +

36.46 g

25.0 g HCl (6.023 x 10 23 moléculas

36.46 g) = 4.13 x 1023 moléculas HCl

ACTIVIDAD EN CLASES

2.--Complete:

a) 0,5 mol de H2SO4 poseen una masa de ________________gramos de H2SO4

b) en 5,4g de H20 se encuentran _________________________moles de agua

c) en 90gramos de SO2 hay ___ _________________________moléculas de SO2

d) 2,5x10-2 moléculas de H2O equivalen a_______________ gramos de agua

e) En 0,1mol de HCl hay ________________________moléculas de HCl

1 MOL = 6.023 x1023 MOLÉCULAS = MASA MOLAR (gramos)

ASIGNATURA: QUIMICA RESPONSABLE: LUZ MARINA PADILLA

GRADO______ PERIODO _______ HORAS_______FECHA_____________________

ALUMNO________________________________________________GRADO_______

JORNADA: 2 ¿QUE CALCULOS SE PUEDEN SE PUEDEN OBTENER A PARTIR DE LAS ECUACIONES QUIMICAS?

TEMA: ESTEQUIOMETRIA

INTRODUCCION:

Cuando se tiene una ecuación química representada mediante una ecuación, y se desea conocer un dato a partir de ella, ya sea de los reactivos o de los productos, se puede establecer relaciones entre unos y otros a manera de igualdades, una vez que las ecuaciones estén balanceadas. Estas relaciones se llaman estequiometrias.

CONTENIDO:

METODOS ESTEQUIOMETRICOS:

CALCULO MOL-MOL: Se calcula el número de moles de una sustancia a partir de un determinado número de moles de otra sustancia. Se siguen los siguientes pasos:

Se escribe la ecuación balanceada S e escribe la relación molar Se indican las especificaciones del problema

Ejemplo.

Cuantas moles de nitrógeno son necesarias para hacer reaccionar 0,75 moles de H en la producción de amoniaco.

a) N2 + 3H2--------------------2NH3

b) 1 mol de N + 3 Moles de H -----------------2 Moles de NH3

c) 1 mol de N2 -------------------3 moles de H

X 0,75moles de H

0,75Moles de H x 1mol N2

___________________________________________= 0,25 moles de N2

3 moles de H

METODO MOL-MASA

Se siguen los mismos pasos anteriores, pero se interpreta la ecuación en los términos que me pide el problema:

Ejemplo:El Fe2 03 reacciona con el carbón para producir monóxido de carbono y hierro ¿cuántas moles de Fe se pueden producir a partir de 30 gramos de Fe 203?

fe203 + 3C -----------------3CO + 2Fe

1 moles + 3 moles -----------3 moles + 2 moles

1 moles de Fe203 pesa 159,6 gramos

159,6g de Fe203 ____________2 moles de Fe

30 g de Fe203 X

30 g x 2 moles de Fe

_____________________________________________= 0,37 MOLES de Fe



159,6 g de Fe203

METODO MASA – MASA

Ejemplo:

E l yoduro de potasio se puede obtener a partir de sus elementos por la

Siguiente reacción.

Se escribe la ecuación balanceada

2K + I2---------------2KI

Se escribe la razón molar

2 moles de potasio + 1 mol de yodo -----------2 moles de yoduro de potasio

se especifica el problema se convierten las moles a gramos

1 mol de K -----------------39.1 g 2 moles de K x 39.1 g

2 moles de K x 1 moles de K

1 mol KI -----------------166g 2 moles x 166 g =332 g de KI

2 mol x 1 mol

78g de K --------------------------------- 332g de KI

100 g de K-------------------------------- X

100g de K X 332 g de KI = 424.5 g de KI

78g de K

Factor molar = moles de sustancias desconocida en la ecuación/ moles de sustancias conocida en la ecuación

EJERCICIOS EN CLASE

l.- Los hidróxidos se pueden obtener al hacer reaccionar un metal alcalino con H2O, liberándose hidrógeno gaseoso como resultado del proceso químico. Una reacción común es la que se produce entre el Na metálico y el H2O.

La ecuación que representa dicha reacción es la siguiente:

2 Na + 2H2O 2 NaOH + H2 (g)

Se quieren obtener 10 moles de NaOH. Calcular:

a) ¿Cuántos gramos de Na serán necesarios?_________________________b) ¿Cuántos moles de H2O se necesitan?_____________________________c) ¿Cuántos moles de H2 se producen?______________________________

d) ¿Cuántos átomos de Na reaccionan?---------------------------------------------------_

2.-¿Cuántos gramos de H2O se forman a partir de la conversión total de 32.00 g O2 en presencia

de H2, según la ecuación 2H2 + O2 2H2O?

3.-Si 3.00 mol de SO2 gaseoso reaccionan con oxígeno para producir trióxido de azufre, ¿cuántos moles de oxígeno se necesitan?4.-¿Qué masa de magnesio se necesita para que reaccione con 9.27 g de nitrógeno? (No olvide balancear la reacción.)

Mg + N2 Mg3N2

5.--El alcohol etílico se quema de acuerdo con la siguiente ecuación:

C2H5OH + 3O2 2CO2+ 3H2O ¿cuántos moles de CO2 se producen cuando se queman 3.00 mol de C2H5OH de esta manera.

REACTIVO LIMITANTE

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número de átomos de cada elemento en los reactivos y en los productos. También representan el número de moléculas y de moles de reactivos y productos.

Cuando una ecuación está ajustada, la estequiometría se emplea para saber las moles de un producto obtenidas a partir de un número conocido de moles de un reactivo. La relación de moles entre reactivo y producto se obtiene de la ecuación ajustada. A veces se cree equivocadamente que en las reacciones se utilizan siempre las cantidades exactas de reactivos. Sin embargo, en la práctica lo normal suele ser que se use un exceso de uno o más reactivos, para conseguir que reaccione la mayor cantidad posible del reactivo menos abundante.

Reactivo limitante

Cuando una reacción se detiene porque se acaba uno de los reactivos, a ese reactivo se le llama reactivo limitante.

Aquel reactivo que se ha consumido por completo en una reacción química se le conoce con el nombre de reactivo limitante pues determina o limita la cantidad de producto formado.

Reactivo limitante es aquel que se encuentra en defecto basado en la ecuación química ajustada.

Ejemplo 1:Para la reacción:

¿Cuál es el reactivo limitante si tenemos 10 moléculas de hidrógeno y 10 moléculas de oxígeno?Necesitamos 2 moléculas de H2 por cada molécula de O2

Pero tenemos sólo 10 moléculas de H2 y 10 moléculas de O2.

La proporción requerida es de 2 : 1

Pero la proporción que tenemos es de 1 : 1

Es claro que el reactivo en exceso es el O2 y el reactivo limitante es el H2

Como trabajar con moléculas es lo mismo que trabajar con moles. Si ahora ponemos 15 moles de H2 con 5 moles de O2 entonces como la estequiometría de la reacción es tal que 1 mol de O2 reaccionan con 2 moles de H2, entonces el número de moles de O2 necesarias para reaccionar con todo el H2 es 7,5, y el número de moles de H2 necesarias para reaccionar con todo el O2 es 10.Es decir, que después que todo el oxígeno se ha consumido, sobrarán 5 moles de hidrógeno. El O2 es el reactivo limitante

Una manera de resolver el problema de cuál es el reactivo es el limitante es:Calcular la cantidad de producto que se formará para cada una de las cantidades que hay de reactivos en la reacción.El reactivo limitante será aquel que produce la menor cantidad de producto.

Ejemplo 2:Se necesita un cierre, tres arandelas y dos tuercas para construir una baratija. Si el inventario habitual es 4,000 cierres, 12,000 arandelas y 7,000 tuercas. ¿Cuantas baratijas se pueden producir? La ecuación correspondiente

será:

En esta reacción, 1 mol de cierres, 3 moles de arandela y 2 moles de tuercas reaccionan para dar 1 mol de baratijas. 1) Divide la cantidad de cada reactivo por el número de moles de ese reactivo que se usan en la ecuación ajustada. Así se determina la máxima cantidad de baratijas que pueden producirse por cada reactivo.

Cierres: 4,000 / 1 = 4,000 Arandelas: 12,000 / 3 = 4,000 Tuercas: 7,000 / 2 = 3,500

Por tanto, el reactivo limitante es la tuerca. 2) Determina el número de baratijas que pueden hacerse a partir del reactivo limitante. Ya que el reactivo limitante es la tuerca, el máximo número de baratijas que pueden hacerse viene determinado por el número de tuercas. Entran dos tuercas en cada baratija, de modo que el número de baratijas que pueden producirse, de acuerdo con la estequiometría del proceso es: 7,000 / 2 = 3,500 baratijas

Ejemplo 3: Considere la siguiente reacción:

Supongamos que se mezclan 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2. ¿Cuántos gramos de urea [(NH2)2CO] se obtendrán?

1) Primero tendremos que convertir los gramos de reactivos en moles:

637,2 g de NH3 X 1 Mol de NH3 / 17g de NH3 = 37,48Moles de NH3 SE APROXIMA a 37,5

1142 g de CO2 X 1 mol de CO2 / 44 g de CO2 = 25,95 Se aproxima a 26

2) Ahora definimos la proporción estequiométrica entre reactivos y productos:

a partir de 2 moles de NH3 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO a partir de 1 mol de CO2 se obtiene 1 mol de (NH2)2CO

3) Calculamos el número de moles de producto que se obtendrían si cada reactivo se consumiese en su totalidad:

37,5 moles de NH3 x 1 mol de (NH2)2 co / 2 moles de NH3 = 18,75 Moles de (NH2) 2CO

A partir de 37,5 moles de NH3 se obtienen 18,75 moles de (NH2)2CO

26 Moles de CO2 x 1 mol de (NH2)2CO / 1 mol de CO2 a partir de 26 moles de CO2 se obtienen 26 moles de (NH2)2CO

4) El reactivo limitante es el (NH3) y podremos obtener como máximo 18.75 moles de urea.

5) Y ahora hacemos la conversión a gramos:

18,75 moles de (NH2)2CO X 60 g de (NH2)2 CO / 1 Mol de (NH2)2 CO =1125 g de NH2)2 CO

EJERCICIOS EN CLASE

1.-Con 12 gramos de hierro y 10 gramos de azufre ¿Qué masa de sulfuro se formará?¿cual es el reactivo limitante? Y cual sobra? Cuanto sobra?

2.-¿ Cuantos gramos de sulfato de plomo se forman con 25 gramos de sulfuro de plomo y 8,3 gramos de peróxido de hidrógeno?¿cual es el reactivo limite?¿cuantas moles sobra del compuesto en exceso?

637,2 g de NH3 son 37,5 moles

1142 g de CO2 son 26 moles

PUREZA DE REACTIVOS Y PRODUCTOS: Es convenientes advertir que al escribir una ecuación química su expresión grafica supone una pureza del 100% para reactivos y productos. En realidad no ocurre así; con grandes frecuencias los reactivos contienen impurezas que no intervienen en la reacción.

Sustancias pura + impurezas = 100% sustancias pura = sustancia impura x % de impureza

% de impureza = peso de compuesto puro /peso de compuesto impuro

Ejemplo¿Cuantos gramos de amoniaco se obtienen al hacer reaccionar 40 gr de cloruro de amonio del 85% de pureza con suficiente hidróxido de calcio puro?

Solución:

1.-Ecuación balanceada

2NH4Cl + Ca(OH)2 ------------------------------- 2 NH3 + CaCl2 +2 H 2º

Se calculan los gramos y las moles de cloruro de amonio puro

40 g NH 4Cl----------------------100% x= 40g x 85% / 100% = 34g de NH 4

Cl puro

X 85% 34g NH4Cl / 53,5 g/mol = 0,635 moles de NH4Cl

2 moles NH4Cl ---------2 moles de NH3 0,635moles de NH4Cl-------0.635 moles de NH3

0.635 Moles X 0.635 Mole X 17 g/mol = 10,79 g NH3

Con 40g de NH4 Cl del 85% se obtienen 10,79g NH3

RENDIMIENTO Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante. La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.

Rendimiento teórico La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico. A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad

Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico Razones de este hecho:

es posible que no todos los productos reaccionen es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto

deseado

la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8,2 g de S. ¿Cual es el rendimiento? (Pesos Atómicos: H = 1,008, S = 32,06, O = 16,00).

En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.

1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6,8 g de H2S. (6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g2)

Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.(8,2/9,6) x 100 = 85,4%

RENDIMIENTO CON REACTIVOS LIMITANTES

Ejemplo:La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3,00 g de antimonio y 2,00 g de cloro es de 3,65 g. ¿Cuál es el rendimiento? (Pesos Atómicos: Sb = 121,8, Cl = 35,45)

En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.

1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo: Peso Molecular del Sb4: 487,2 número de moles de Sb4 = 3/487,2 = 0,006156

Peso Molecular del Cl2: 70,9 número de moles de Cl2 = 2/70,9 = 0,02822)

Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:

0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6

de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0,0282 moles de Cl2.

Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2,00 g deCl2 (el reactivo limitante).

4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.

(3,65/4,29) x 100 = 85,08%

ACTIVIDADES COMPLEMENTARIAS

1.- Se hace reaccionar 1 mol de HCl con 5 moles de Al(OH)3 de acuerdo a la siguiente ecuación:

Calcular: 3 HCl + Al(OH)3 AlCl3 + 3 H2Oa) El reactivo en exceso ____________y cuántos moles quedan sin reaccionar _____________________b) Las moléculas de H20 producidas______________________________

c) El número de átomos de Cl que intervienen en la reacción____________________________

2. Se hacen reaccionar 16 g de SO3 con 5 moles de Ca(OH)2. La reacción se produjo con un rendimiento del 70% según:

SO3 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O

Calculara) ¿Qué reactivo está en exceso? ________________y ¿cuántos gramos quedan sin reaccionar?_________b) ¿Cuántos moles de CaSO4 se obtienen?___________________________c) ¿Cuántos moles de moléculas de H2O se forman?__________________________________

d) ¿Cuántos átomos de S intervienen en la reacción____________________________________

3.-En un recipiente se introducen 30 g de Cu y 6 moles de HNO3 en caliente. En estas condiciones el ácido reacciona con el cobre de acuerdo a la siguiente ecuación:

4 HNO3 + Cu 2 NO2(g) + Cu(NO3)2

+ 2 H2O

Calcular:a) ¿Qué reactivo está en exceso? _______________y ¿qué número de moles del mismo queda sin reaccionar?________________________c) ¿Cuántos átomos de Cu reaccionan?________________________d) ¿Cuántos moles de Cu(NO3)2 se originan?________________________

4.-Cuantos gramos de acido nítrico del 70% se obtienen con 75g de nitrato de potasio del 95% reaccionando con acido sulfúrico suficiente?______________________________

estequiometria. grado 11

Economy & Finance