química general e inorgánica · 2019-08-12 · el hidróxido de litio sólido se utiliza en...

Química General e InorgánicaUnidad 1

Reacciones químicas. Estequiometría

Resumen de la presentación

Reacciones químicas

Ecuaciones químicas

Balance de ecuaciones químicas

Clasificación de reacciones químicas

Conceptos básicos de estequiometría

Composición centesimal

Estequiometría en reacción


Son cambios que experimentan las

sustancias, de los cuales resultan sustancias

con propiedades físicas y químicas

diferentes.

2 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 ⇌ 2 𝑁𝑎𝐶𝑙


Estos cambios ocurren por reagrupamiento o

redistribución de los átomos del sistema.

Las sustancias iniciales o reactivos dan lugar a

la formación de otras sustancias

llamadas productos.

Se rompen y se forman y nuevos enlaces

químicos.


No se producen modificaciones en el núcleo

del átomo, por lo que no es posible que un

elemento se transforme en otro elemento.

Reacción química

Reacción nuclear

Ecuaciones químicas


Para balancear una ecuación debemos

determinar los coeficientes estequiométricos.

Nunca modificamos la atomicidad (la

fórmula).

Métodos de balanceo

• Método de tanteo (prueba-error)

• Método del ion-electrón

• Uso de software específico


Método de tanteo

• Regla 1: Comenzar con el elemento que

aparece una sola vez en los reactivos y en los

productos.

• Regla 2: Dar preferencia al elemento que

presenta mayor atomicidad.

• Ejemplo: Combustión del etanol

𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂(𝑙)


𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 𝐻2𝑂 𝑙

Por regla 1, podríamos empezar por C o H.

Por regla 2, elegimos H (atomicidad 6)

𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙

Con el H balanceado, seguimos con C, y finalmente O.

𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 2𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙

𝐶2𝐻6𝑂(𝑙) + 3 𝑂2(𝑔) ⟶ 2 𝐶𝑂2 𝑔 + 3 𝐻2𝑂 𝑙

Ejercicio

Balancea la siguiente ecuación:

𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝑃2𝑂5(𝑠) ⟶ 𝐶𝑎3(𝑃𝑂4)2(𝑠)

Clasificación de las reacciones químicas

Criterio 1: Según el número de fases

Criterio 2: Según la naturaleza de las especies

Criterio 3: Según la reversibilidad

Criterio 4: Según el intercambio energético

Otras clasificaciones

• Combinación o síntesis

• Descomposición

• Sustitución simple (Desplazamiento simple)

• Sustitución doble (Desplazamiento doble)

• Neutralización

• Reacciones de oxido-reducción o Redox

• Combustión


Criterio 1: Según el número de fases

• Homogénea (todos los reactivos y productos están

en la misma fase)

𝑆𝑂2(𝑔) +12𝑂2(𝑔) ⇌ 𝑆𝑂3(𝑔)

• Heterogénea (en el sistema reaccionante hay

distintas fases)

𝐹𝑒(𝑠) +12 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐹𝑒𝑂(𝑠)


Criterio 2: Según la naturaleza de las especies

• Molecular (se consignan moléculas)

𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑢(𝑠) + 𝑍𝑛𝑆𝑂4 𝑎𝑞

• Iónica (se consignan iones)

𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ + 𝑆𝑂4(𝑎𝑞)

2− ⟶ 𝐶𝑢 𝑠 + 𝑍𝑛(𝑎𝑞)2+ + 𝑆𝑂4(𝑎𝑞)

2−

𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ ⟶ 𝐶𝑢 𝑠 + 𝑍𝑛(𝑎𝑞)

2+


Criterio 3: Según la reversibilidad

• Irreversibles

𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⟶ 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞)

• Reversibles

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)


Criterio 4: Según el intercambio energético

• Exotérmicas

𝐶𝐻4(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐶𝑂2 𝑔 +𝐻2𝑂 𝑙 + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟

Δ𝐻𝑅° = −889,50 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙

• Endotérmicas

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟 ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)

Δ𝐻𝑅° = +178,1 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙


Combinación o síntesis

http://bit.ly/2LzzAGt



• Forma general

A + B ⇌ AB

• Ejemplos

𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ⇌ 2 𝐻𝐶𝑙(𝑔)

𝑆𝑂2(𝑔) +12𝑂2(𝑔) ⇌ 𝑆𝑂3(𝑔)



• Aplicaciones

La síntesis de Haber para la obtención del

amoníaco, de gran importancia industrial:

𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)


Descomposición



Descomposición

• Forma general

AB ⇌ A + B

• Ejemplos

𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔)

2 𝐾𝐶𝑙𝑂3(𝑠) ⇌ 2 𝐾𝐶𝑙(𝑠) + 3 𝑂2(𝑔)


Descomposición

• Aplicaciones

La alúmina se utiliza para producir aluminio

mediante electrólisis según el proceso

denominado de Hall-Heroult.

2 𝐴𝑙2𝑂3 ⟶ 4𝐴𝑙 𝑙 + 3 𝑂2(𝑔)


Sustitución simple



Sustitución simple

• Forma general

AB + C ⇌ AC + B

• Ejemplos𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐹𝑒(𝑠) ⟶ 𝐹𝑒𝑆𝑂4 𝑎𝑞 + 𝐶𝑢(𝑠)2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) ⟶ 𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2(𝑔)

• Aplicaciones

Las sustituciones son muy comunes en

reacciones orgánicas.


Sustitución simple

• Consideraciones

Para que la reacción sea factible es necesario queel elemento desplazante se encuentre por encimadel desplazado en la tabla de potenciales deoxidación de los elementos.

2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠) ⟶ 𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2(𝑔)

𝑍𝑛𝐶𝑙2 𝑎𝑞 +𝐻2 𝑔 ⟶ 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛(𝑠)

Factible

No factible


Sustitución doble



Sustitución doble

• Forma general

AB + CD ⇌ AD + CB

• Tipos

Sal 1 + Sal 2 ⇌ Sal 3 + Sal 4

Sal 1 + Ácido 1 ⇌ Sal 2 + Ácido 2

Sal 1 + Base 1 ⇌ Sal 2 + Base 2

• Consideraciones

Para que estas reacciones sean factibles, debe haber unproducto que precipite o más volátil.


Sustitución doble

Sal 1 + Sal 2 ⇌ Sal 3 + Sal 4

𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝑁𝑂3(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐴𝑔𝐶𝑙(𝑠) ↓

Solubilidad de sales

𝑁𝑂3− y acetatos: todos solubles.

𝐶𝑙−, 𝐵𝑟−, 𝐼−: todos solubles, excepto 𝐴𝑔+, 𝑃𝑏2+, 𝐻𝑔22+, 𝐶𝑢+.

𝑆𝑂42−: may. solubles. C𝑎2+, 𝐴𝑔+, 𝐻𝑔2+: poco solubles. 𝐵𝑎2+, 𝑆𝑟2+, 𝑃𝑏2+: insolubles.

𝑆2−: todos insolubles, excepto 𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+, 𝐶𝑎2+, 𝑆𝑟2+, 𝐵𝑎2+.

𝐶𝑂32− 𝑦 𝑃𝑂4

3−: todos insolubles, excepto 𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+

𝐿𝑖+, 𝑁𝑎+, 𝐾+, 𝑁𝐻4+: todas solubles


Sustitución doble

Sal 1 + Ácido 1 ⇌ Sal 2 + Ácido 2

2 𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)

Volatilidad de ácidos

Solubilidad de ácidos

En general, los ácidos inorgánicos son todos solubles en agua, excepto casos

particulares como el ácido metasilícico (H2SiO3) y el ácido túngstico (H2WO4).


Sustitución doble

Sal 1 + Base 1 ⇌ Sal 2 + Base 2

𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝑎𝑁𝑂3(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2(𝑠) ↓

Volatilidad de bases

En general las bases inorgánicas son fijas, excepto el hidróxido de amonio.

Solubilidad de bases

Son solubles las bases de Na+, Li+, K+, NH4+, poco solubles las de Ca2+, Ag+ y

Hg2+ y el resto son insolubles.


Neutralización

• Forma General

Ácido + Base ⇌ Sal + Agua

• Ejemplos

𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2(𝑎𝑞) ⇌ 𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)

2 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑎𝑞 ⇌ 𝑀𝑔(𝐻𝑆𝑂4)2(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 2𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 𝑎𝑞 ⇌ (𝑀𝑔𝑂𝐻)2𝑆𝑂4 𝑎𝑞 + 2 𝐻2𝑂(𝑙)


Reacciones de oxido-reducción o Redox

Se producen 2 procesos simultáneos:

• Oxidación: pérdida de electrones.

• Reducción: ganancia de electrones.

𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⇌ 𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠)

𝑍𝑛(𝑠) ⇌ 𝑍𝑛(𝑎𝑞)2+ + 2𝑒−

𝐶𝑢(𝑎𝑞)2+ + 2𝑒− ⇌ 𝐶𝑢(𝑠)

Oxidación

Reducción ↓ N. Ox.

↑ N. Ox.


Combustión

Es la reacción de una sustancia, llamada

combustible, con el oxígeno, al que llamamos

comburente, en la que se desprende una gran

cantidad de energía en forma de luz y calor.

𝐶𝐻4(𝑔) + 2 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂2(𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐶𝐻4(𝑔) + 1,5 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶𝑂(𝑔) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)

𝐶𝐻4(𝑔) + 1 𝑂2(𝑔) ⇌ 𝐶(𝑠) + 2 𝐻2𝑂(𝑙)

C. Completa

C. Incompleta

C. Incompleta

Ejercicio

Clasifica la siguiente reacción según:

• Número de fases

• Naturaleza de las especies

• Reversibilidad

• Intercambio energético

• Otros criterios

𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) + 𝑐𝑎𝑙𝑜𝑟


Mol

1 mol = 6,02 . 1023 partículas

1 mol de moléculas = 6,02 . 1023 moléculas

1 mol de átomos = 6,02 . 1023 átomos

1 mol de electrones = 6,02 . 1023 electrones

Número de

Avogadro


Masa molar: es la masa en gramos de un mol

de partículas. Sus unidades son g/mol.

Además, si trabajamos con gases, sabemos

que 1 mol de moléculas del gas, en CNPT,

ocupa un volumen de 22,4 L.

Volumen molar normal


mol (n)

masa (g)

moléculas

átomos

volumen (L)

masa

molar

NA

atomicidad

VMN

Ejercicio

Ordene las siguientes muestras según el orden

creciente de átomos de carbono:

a) 9.1023 moléculas de C2H2

b) 1,3 moles de C

c) 54 gramos de CO2

Ejercicio

9. 1023𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶2𝐻2.2 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝐶

1 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶2𝐻2= 1,8. 1024á𝑡. 𝐶

1,3 𝑚𝑜𝑙 𝐶.6,02. 1023á𝑡. 𝐶

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶= 7,8. 1023á𝑡. 𝐶

54𝑔 𝐶𝑂2.1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂244𝑔 𝐶𝑂2

.6,02. 1023 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶𝑂2

1 𝑚𝑜𝑙 𝐶𝑂2.

1 á𝑡. 𝐶

1 𝑚𝑜𝑙é𝑐. 𝐶𝑂2= 7,4. 1023á𝑡. 𝐶

c < b < a

Composición porcentual

La composición porcentual en masa es el porcentaje en masa de cada elemento presente en un compuesto.

𝑐. 𝑝. 𝑑𝑒 𝑢𝑛 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑡𝑒 =𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒𝑙 𝑐𝑜𝑚𝑝𝑜𝑛𝑒𝑛𝑡𝑒

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙. 100

Ejemplo: Determine la c.p. del metano, CH4.

Rta.: %C = 75%, %H = 25%


La estequiometría es el estudio cuantitativo de

reactivos y productos en una reacción química.

Estrategia de resolución de problemas

1. Escribir la ecuación química.

2. Balancearla.

3. Identificar el dato de partida.

4. Identificar la incógnita.

5. Plantear el/los factor/es de conversión.


En la síntesis de amoniaco a partir de

nitrógeno e hidrógeno, se hacen reaccionar 3

moles de N2 con suficiente cantidad de H2.

¿Cuántos gramos de NH3 se forman?


1 y 2. 𝑁2 + 3 𝐻2 ⇌ 2 𝑁𝐻3

3. Dato: 3 mol 𝑁2

4. Incógnita: masa 𝑁𝐻3

5.

a. 3 𝑚𝑜𝑙 𝑁2.2𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻3

1𝑚𝑜𝑙 𝑁2.17 𝑔 𝑁𝐻3

1𝑚𝑜𝑙 𝑁𝐻3= 102 𝑔 𝑁𝐻3

b. 3 𝑚𝑜𝑙 𝑁2.34 𝑔 𝑁𝐻3

1𝑚𝑜𝑙 𝑁2= 102 𝑔 𝑁𝐻3

Ejercicio

El hidróxido de litio sólido se utiliza en vehículos

espaciales para eliminar el dióxido de carbono

que respiran los astronautas. El hidróxido

reacciona con el dióxido de carbono para

formar carbonato de litio sólido y agua líquida.

¿Cuántos gramos de dióxido de carbono

puede absorber 1,00 g de hidróxido de litio?

Rta.: 0,919 g CO2

Brown, T. L., LeMay jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., & Woodward, P. M. (2014). Química: la ciencia central. México: PEARSON EDUCACIÓN.


Reactivo limitante y reactivo en exceso

Reactivo limitante es el que se consume por

completo, y limita la reacción porque, al terminar,

la reacción concluye.

Reactivo en exceso es el que ingresa en mayor

proporción, por lo tanto, queda como sobrante al

finalizar la reacción.

R. en exceso

R. limitante


Estrategia de resolución de problemas

1. Plantear las relaciones estequiométricas.

2. Plantear las relaciones reales.

3. Compararlas y definir cuál es el reactivo

limitante.

4. Hacer los cálculos a partir del R. limitante.


El nitruro de magnesio se produce por la

reacción entre magnesio y nitrógeno.

a) ¿Cuánto nitruro de magnesio se podrá

obtener a partir de 126 g de Mg y 82 g de

N2?

b) ¿Cuál es el reactivo en exceso y cuánto

queda del mismo?


3 𝑀𝑔 + 𝑁2 ⇌ 𝑀𝑔3𝑁272g 28g 100g

𝑅. 𝐸𝑠𝑡𝑒𝑞𝑢𝑖𝑜𝑚é𝑡𝑟𝑖𝑐𝑎:𝑚 𝑀𝑔

𝑚 𝑁2=

72 𝑔 𝑀𝑔

28 𝑔 𝑁2=2,57 𝑔 𝑀𝑔

1 𝑔 𝑁2

𝑅. 𝑅𝑒𝑎𝑙:𝑚 𝑀𝑔

𝑚 𝑁2=

126 𝑔 𝑀𝑔

82 𝑔 𝑁2=1,53 𝑔 𝑀𝑔

1 𝑔 𝑁2

Por cada gramo de N2 requiero 2,57 g Mg, pero solo tengo 1,53 g. Luego, el Mg es el R. limitante.


3 𝑀𝑔 + 𝑁2 ⇌ 𝑀𝑔3𝑁2

72g 28g 100g

a) 126 𝑔 𝑀𝑔 .100 𝑔 𝑀𝑔3𝑁2

72 𝑔 𝑀𝑔= 175 𝑔 𝑀𝑔3𝑁2

b) 126 𝑔 𝑀𝑔 .28 𝑔 𝑁2

72 𝑔 𝑀𝑔= 49 𝑔 𝑁2

m exceso = m inicial – m reaccionante

m N2 exceso = 82 g – 49 g = 33 g N2

Ejercicio

Cuando 2 gramos de una cinta de zinc

metálico se coloca en una disolución acuosa

que contiene 2,5 g de nitrato de plata, la

reacción es la siguiente:

𝑍𝑛 + 2 𝐴𝑔𝑁𝑂3 ⟶ 2𝐴𝑔 + 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) ¿Qué masa de Ag se forma?

Rta.: a) R. Lim. AgNO3; b) 1,59 g de Ag


Rendimiento

• Rendimiento teórico: es aquel calculado

estequiométricamente considerando que la

reacción es completa. Es decir, es la máxima

cantidad de producto que puede obtenerse.

• Rendimiento real: indica cuanto producto se obtuvo

experimentalmente.

𝑅𝑒𝑛𝑑𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 𝑝𝑜𝑟𝑐𝑒𝑛𝑡𝑢𝑎𝑙 =𝑅. 𝑟𝑒𝑎𝑙

𝑅. 𝑡𝑒ó𝑟𝑖𝑐𝑜. 100


Se hacen reaccionar 10 g de óxido de aluminio

con exceso de ácido clorhídrico y se obtienen

25 g de cloruro de aluminio. Calcula el

rendimiento de la reacción.


𝐴𝑙2𝑂3 + 6 𝐻𝐶𝑙 ⟶ 2 𝐴𝑙𝐶𝑙3 + 3 𝐻2𝑂

102g 267g

Datos: 10g Al2O3, 25g AlCl3 (R.R.)

10 𝑔 𝐴𝑙2𝑂3.267 𝑔 𝐴𝑙𝐶𝑙3102 𝑔 𝐴𝑙2𝑂3

= 26,18 𝑔 𝐴𝑙𝐶𝑙3 (𝑅. 𝑇. )

𝑅 =𝑅. 𝑅.

𝑅. 𝑇.. 100 =

25𝑔

26,18𝑔. 100 = 95,5%

Ejercicio

El carbonato de sodio reacciona con el

hidróxido de bario para producir hidróxido de

sodio y carbonato de bario.

𝑁𝑎2𝐶𝑂3 + 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 ⇌ 2 𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐵𝑎𝐶𝑂3

¿Cuántos gramos de NaOH se formarán a

partir de 50 g de Na2CO3, si el rendimiento es

del 70%?

Rta: 26,4 g NaOH


Pureza

La pureza se refiere a la cantidad de un

producto de interés presente en una muestra

impura. Se expresa como porcentaje, es decir

la masa del compuesto de interés cada 100 g

de masa impura.

𝑃𝑢𝑟𝑒𝑧𝑎 =𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎

𝑚𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎. 100

mpura

mimpura


El mineral hematita, cuyo principal

componente es óxido férrico, se usa para

obtener Fe según la siguiente reacción:

𝐹𝑒2𝑂3 + 3 𝐶 ⇌ 2 𝐹𝑒 + 3 𝐶𝑂

Determine la masa de hematita con 85% de

pureza necesaria para producir 500 g de Fe.


𝐹𝑒2𝑂3 + 3 𝐶 ⇌ 2 𝐹𝑒 + 3 𝐶𝑂

160g 112g

mhematita = mimp

500 𝑔 𝐹𝑒.160 𝑔 𝐹𝑒2𝑂3112 𝑔 𝐹𝑒

= 714,3 𝑔 𝐹𝑒2𝑂3 (𝑚𝑝)

𝑃 =𝑚𝑝

𝑚𝑖. 100 ⇒ 𝑚𝑖 =

𝑚𝑝

𝑃. 100 =

714,3𝑔

85. 100 = 840,4𝑔

Ejercicio

¿Cuántos gramos de sulfato de sodio se pueden

producir a partir de 750 g de cloruro de sodio de

88% de pureza?2 𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐻2𝑆𝑂4 ⇌ 𝑁𝑎2𝑆𝑂4 + 2 𝐻𝐶𝑙

Rta: 801,02 g Na2SO4

Síntesis

En las reacciones químicas, unas sustancias

se transforman en otras, cumpliendo con la

Ley de conservación de la masa y la Ley de

conservación de los elementos.

Todas las ecuaciones deben balancearse

para cumplir dichas leyes.

Las reacciones químicas pueden clasificarse

en función de diferentes criterios.

La estequiometría lidia con masas,

volúmenes, moles, etc.

Síntesis

La composición porcentual nos permite

saber que porcentaje en masa del total

corresponde a un elemento en un

compuesto, o a un compuesto en una

mezcla.

En las reacciones químicas aparecen casos

de estequiometría como reactivo limitante y

en exceso, rendimiento, pureza.

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