PRÁCTICA 3. Formulas Químicas 2

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Departamento de Química

Laboratorio de Química General

PRÁCTICA Nº 3

FÓRMULAS QUÍMICAS

I. OBJETIVO GENERAL Obtener mediante procedimientos experimentales, las formulas químicas de algunos compuestos.

II. OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Al finalizar la práctica el estudiante será capaz de:

1. Cono Conoce cerr que que es un símb símbol olo o quím químic ico, o, una fórm fórmul ulaa quím químic icaa y una una ecua ecuaci ción ón química. 2. Saber la la diferencia diferencia entre peso peso atómico, atómico, peso peso formula formula y peso peso molecular molecular.. 3. Determ Determina inarr la composic composición ión porcentu porcentual al del un compue compuesto sto químico químico,, median mediante te datos obtenidos en el laboratorio. 4. Obte Obtene nerr medi median ante te dato datoss expe experi rime ment ntal ales es la fórm fórmul ulaa empí empíri rica ca de algu alguno noss compuestos químicos. 5. Escribir Escribir y balancear balancear las reaccio reacciones nes químicas químicas que que tienen lugar lugar en la la práctica. práctica.

MARCO TEÓRICO Los químicos utilizan combinaciones de letras (símbolos), para indicar la composición química exacta de los compuestos (fórmulas químicas). Además se usan fórmulas, para indicar como se forman compuestos nuevos por combinaciones químicas de otros ya existentes (reacciones químicas). Sin embargo, antes de que podamos aprender como se escri escribe ben n las las fórm fórmul ulas as quím químic icas as,, debe debemo moss cono conoce cerr los los símb símbol olos os util utiliza izado doss para para representar a los elementos que forman dichos compuestos. Para ello debemos recordar algunos conceptos básicos importantes:

SÍMBOLOS: Generalmente se utilizan dos letras para representar a un elemento químico (existen 14 excepciones). Estos símbolos se forman por regla general con las dos primeras letras de la primera sílaba del nombre del elemento. Para los elementos descubiertos por los prime primeros ros alquim alquimist istas, as, los nombre nombress provie provienen nen del latín. latín. Para Para los descub descubiert iertos os más adelan adelante, te, los símbolos símbolos provie provienen nen además además del griego griego,, del inglés inglés,, del alemán alemán o del francés francés,, tal como como aparece aparece en las tablas tablas periód periódicas icas corrie corriente ntes. s. Alguno Algunoss ejemplo ejemploss se muestran en la Tabla 15. Observe que siempre la primera letra es mayúscula y la segunda minúscula.

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TABLA Nº 15. Símbolos de algunos elementos Símbolo H Li Ca Ni B C P Fe

Nombre Hidrógeno Litio Calcio Níquel Boro Carbono Fósforo Hierro, Ferrum

Símbolo Pb Ag Au Cu Sn Sb W

Nombre Plomo, Plumbum Plata, Argentum Oro, Aurum Cobre, Cuprum Estaño, Stannum Antiminio, Stibium Tungteno, Wolfram

FÓRMULAS: Se pueden combinar los símbolos, para escribir las fórmulas de los compuestos, de la siguiente forma: la fórmula CO (monóxido de carbono) significa que un átomo de carbono, C, se combina con uno de oxígeno, O, para formar el compuesto monóxido de carbono. De igual forma, en el compuesto CHCl 3 (cloroformo), un átomo de carbono, C, se combina con uno de hidrógeno H, y con tres átomos de cloro Cl. Los subíndices, 3 en el cloro y 1 (sobreentendido) en el carbono y en el hidrógeno, indican exactamente esto. De manera que el químico indica las proporciones precisas en que se combinan los elementos químicos que forman la molécula. Cada molécula de monóxido de carbono contiene un átomo de carbono y uno de oxígeno, así como cada molécula de cloroformo contiene exactamente un átomo de carbono, uno de hidrogeno y tres de cloro. Cada compuesto químico tiene esta propiedad; cada molécula esta compuesta de números definidos de átomos en proporciones fijas.

PESOS ATÓMICOS Es importante saber algunas cosas acerca de la masa de átomos y moléculas. Se ha determinado experimentalmente que un átomo de hidrógeno (el más liviano de todos) − pesa 1,67 x 10 24 g (0,00000000000000000000000167 g). Resulta inconveniente expresar los pesos atómicos en gramos, por ello se utiliza una unidad más pequeña, la − unidad de masa atómica (u m a); 1 uma = 1,66053 x 10 24 g. En esta escala el peso atómico del hidrogeno es 1,0075 uma. Los pesos atómicos dados en la tabla periódica están en uma. Por ejemplo, el peso atómico del carbono es 12,011 uma.

MOLES Y NÚMERO DE AVOGADRO En el laboratorio resulta conveniente trabajar con cantidades en gramos. La cantidad de un elemento, correspondiente al peso atómico en gramos, es llamada mol. Esta cantidad se conoce también como peso átomo-gramo. Cuando usamos un símbolo químico, podemos tomarlo como un átomo, y su correspondiente peso atómico en unidades de masa atómica, ó como un mol de ese elemento. Por ejemplo, C representa un átomo o 12,011 uma de carbono ò también un gramo - mol ó sea 12,011 g de átomos de carbono. Se ha determinado experimentalmente que un mol de átomos de cualquier elemento contiene 6,022 x 10 23 átomos. Este número conocido como número de Avogrado, es

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muy importante en Química. Conociendo este número y el peso atómico, podemos fácilmente calcular la masa individual de un átomo. Por ejemplo, si consideramos al magnesio, cuyo peso atómico es 24,312 uma. El peso de un átomo de magnesio es: ( 24,312 g Mg )

mol Mg

x

(1 mol Mg) 6,022 x 10 23 átomos

=

4,037 x 10 -23 g Mg/átomo

Se debe tener claro por ahora que los átomos son partículas muy pequeñas. De hecho pueden acomodarse más átomos en la punta de un alfiler que las personas que hay en el mundo. La suma de los pesos atómicos de los átomos de una fórmula química es su peso formula, para el NaCI tenemos: 1 peso atómico de Na = 1 peso atómico de CI = 1 peso fórmula de NaCI =

23,0 uma 35,5 uma 58,5 uma

De manera similar para el LiNO3: 1 1 3 1

peso atómico de Li = 1 x 6,9 peso atómico de N = 1 x 14,0 pesos atómicos de 0 = 3 x 16,0 peso fórmula de Li NO3

= 6,9 uma = 14,0 uma = 48,0 uma = 68,9 uma

Podemos también hablar de un mol de estas sustancias. Por ejemplo, un mol de NaCI pesa 58,5 y un mol, de LiNO3 pesa 68,9 g. Un mol de un compuesto es también llamado peso-fórmula-gramo y algunas veces peso-molecular-gramo. Muchos compuestos consisten en iones y no en moléculas discretas. Para estos compuestos iónicos el peso-molecular-gramo y el peso molecular son términos sin sentido. Hablaremos sobre esto, mas adelante. Usaremos el término mol para significar el pesofórmula-gramo. Se debe tener en cuenta la diferencia entre peso fórmula y peso molecular. Es un problema simple calcular el número de moles de cualquier sustancia cuyo peso pueda ser obtenido. Por ejemplo, supongamos que tenemos un cuarto (qt) de alcohol de frutas (generalmente alcohol isopropílico) de densidad 0,785 g/ml y queremos saber cuantos moles representa. Primero necesitamos convertir el volumen a nuestro sistema de unidades. Ya que 1 qt es 0,946 1 y un 1 contiene 1000 ml, nuestro cuarto de isopropanol es: (1 qt) x (0,946 1) x (1000 ml) = 946 ml qt l Ahora podemos calcular el peso: 946 ml x 0,785 g/ml = 743 g Necesitamos la fórmula química del isopropanol para continuar con el ejercicio, ésta es C3H7OH. El peso molecular es, por consiguiente, Peso de carbono

3 x 12,0 = 36,0 uma

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Peso de hidrógeno 8 x 1,0 = 8,0 uma Peso de oxígeno 1 x 16,0 = 16,0 uma Peso Molecular del C3H7OH = 60,0 uma Por lo tanto, Moles de C3H7OH

=

(743 g C3H7OH)

x

(1mol C3H7OH) 60,0 g C 3H7OH

=

12,4 moles

De manera que el cuarto (qt) de alcohol de frutas contiene 12,4 moles de isopropanol. Se puede apreciar cuanta información esta contenida en una fórmula química. Luego de que se tengan más conocimientos sobre la naturaleza de las diferentes sustancias químicas, se debe ser capaz de interpretar las etiquetas de muchos frascos y saber su contenido químico. Frecuentemente se oye la frase “¿Qué hay detrás del nombre?”, la respuesta a ésta pregunta, cuando el nombre es el de un compuesto químico, adquiere un significado considerable a medida que nos familiarizamos con el. Por ejemplo la fórmula del dióxido de carbono, CO2 nos dice en forma precisa:

1. Los elementos presentes: carbono y oxígeno. 2. La proporción en que se combinan estos elementos: un átomo de carbono por cada dos átomos de oxigeno, en cada molécula de dióxido de carbono. 3. El peso molecular.

4. Y después de aprender algo más de química, estaremos hablando de un gas incoloro, más pesado que el aire, el cual no admite combustión y que es letal, porque simplemente, no nos permite inhalar el oxígeno, cuando hay una gran concentración de él a nuestro alrededor. También aprenderemos que puede ser solidificado por comprensión para producir el familiar hielo seco. Todo este dialogo es para ilustrar que las fórmulas químicas son muy importantes, y nos permite desde el principio tener una clara comprensión de lo que ellas significan. Es evidente que es necesario conocer un método para determinarlas con exactitud, puesto que contienen tanta información. Antes de profundizar en esta área permitámonos conocer cierta información adicional contenida en ellas.

COMPOSICIÓN PORCENTUAL Puesto que tenemos acceso a los pesos atómicos y moleculares, es un problema sencillo calcular la composición porcentual de un compuesto químico, lo que es muy útil en la determinación de las fórmulas químicas. Supongamos que se desea conocer la composición porcentual del agua y del peróxido de hidrógeno (un blanqueador casero y antiséptico suave). Las fórmulas químicas de estos compuestos son H 2O y H2O2 respectivamente. Los porcentajes en peso de los elementos en el H2O son calculados como sigue: %H

=

2gH/ mol H2O 18g H2O /mol

x

100

=

11 %

;

% O = 100 – 11 = 89 %

Los porcentajes en peso de los elementos del H 2O2 son:

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%H

=

2g H / mol H 2O2 34 g H2O2 / mol


x

100

5,9 %

=

;

%O = 100 - 5,9 = 94 %

Cualquier muestra pura de estos compuestos, no importa cuál sea su origen, contiene exactamente estas composiciones porcentuales de H y de O. Este es uno de los primeros conceptos fundamentales que se formularon en química y es conocido como la Ley de las Proporciones Definidas, la cual puede ser establecida como sigue: Diferentes

muestras de un compuesto puro siempre contiene los mismos elementos en las mismas proporciones de peso. Esta Ley entre otras, convenció a John Dalton de la naturaleza atómica de la materia y lo condujo a establecer su Teoría Atómica. Ahora vamos a investigar como esta información nos permitirá determinar fórmulas químicas.

DEDUCCIÓN DE FÓRMULAS Supongamos que estamos trabajando en el Laboratorio de un hospital; y que en la sala de emergencia, se admite un paciente quejándose de severos calambres en el estomago y respiración trabajosa, pero el paciente muere a los minutos de ser admitido. Los familiares informan que él pudo haber ingerido veneno para ratas. Contamos con el estomago hinchado del paciente para verificar esto, y determinar la causa de la muerte. Lo primero que se debe hacer es aislar el agente que causó la muerte y analizarlo químicamente. El análisis muestra que el compuesto químico aislado contenía en peso; 60,0% de potasio; 18,5% de carbono y 21,5% de nitrógeno. ¿Cuál es la fórmula química del compuesto? Una manera simple y directa de hacer los cálculos necesarios es: Si suponemos que se tienen 100 g del compuesto, las masas de los componentes que los conforman serían: 100g x 0,600 = 60,0 g potasio 100g x 0,185 = 18,5 g carbono 100g x 0,215 = 21,5 g nitrógeno Las fórmulas químicas nos dicen que elementos están presentes y la proporción de los átomos de estos elementos constituyentes. De allí que, el siguiente paso es determinar el número de moles de cada elemento presente. Moles de Potasio

=

Moles de Carbono

Moles de Nitrógeno

60,0 g K 1,54 mol K = 39,0 g K/mol K

=

18,5 g C 12,0 g C/mol C 21,5 g N 14,0 g N/mol N

=

1,54 mol C

=

=

1,54 mol N

De aquí que la fórmula química es K 1,54 C1,54 N1,54. Pero las moléculas no están formadas por fracciones de átomos, los números anteriores deben ser convertidos a números enteros. Esto se logra dividiendo todos los subíndices por el subíndice más pequeño. En este caso todos valen lo mismo.

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K 1,54/1,54


C 1,54/1,54

N 1,54/1,54 ⇒ KCN

La relación con el número más pequeño es 1:1:1. Ya que el KCN es un veneno común para ratas, podemos concluir que la sospecha de los parientes de la victima como probable causa de muerte es correcta. El cálculo anterior nos ha dado lo que se conoce como fórmula empírica. Hay otro tipo de fórmula química, la fórmula molecular. La distinción entre esas dos, es simplemente que la fórmula empírica representa la razón en que se combinan los elementos de un compuesto con base en el número entero más pequeño, mientras que la fórmula molecular da el número real de átomos en una molécula. Debemos recalcar sin embargo, que no todos los compuestos existen como moléculas discretas. Esto es así para la mayoría de los compuestos iónicos, sin embargo la mayoría de los compuestos covalentes existen como moléculas discretas. La diferencia entre fórmula empírica y fórmula molecular puede ser aclarada con el siguiente ejemplo: Se determinó por análisis elemental, que un compuesto químico contiene 92,3 % de carbono y 7,7 % de hidrógeno en peso y que tiene un peso molecular de 78 g/mol. La fórmula empírica puede ser obtenida como en el ejemplo previo, esto es, en 100 g del compuesto hay 92,3 g de C y 7,7 de H. De aquí: Moles C

Moles H

=

=

92,3 g C = 7,7 mol C 12 g C/mol C 7,7 g H 1,0 g H /mol H

=

7,7 mol H

La fórmula empírica es entonces C7,7 H7,7 o CH cuyo peso molecular es 12 + 1 =13 g/mol, pero el peso molecular es 78. Por consiguiente hay 78/13 = 6 pesos de fórmulas empíricas en el peso molecular. La fórmula molecular es entonces C6H6. En este experimento usted determinará las fórmulas empíricas de dos compuestos químicos. Uno es el sulfuro de cobre, el cual se prepara de acuerdo a la siguiente reacción química: x Cu (s) + y S8 (s) → Cu x Sy (s) El otro es cloruro de zinc, que se prepara de acuerdo a la siguiente reacción química: x Zn (s) + y HCl (ac) → Zn x Cly (s) + y/2 H2 (g) El objetivo es determinar la razón de combinación de los elementos (o sea, determinar los valores de x e y) y luego balancear las ecuaciones químicas planteadas.

PARTE EXPERIMENTAL

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A.-

CLORURO DE CINC:


PRECAUCION. El cloruro de Zinc es cáustico y debe ser manejado cuidadosamente para evitar el contacto con la piel. Si esto ocurriera, lave inmediatamente el área afectada con grandes cantidades de agua. 1. Limpie y seque una cápsula de porcelana, colóquela sobre una rejilla colocada a su vez, sobre un aro de hierro. Caliente la cápsula con el mechero Bunsen, suavemente al comienzo y luego más fuerte hasta que toda la humedad haya sido removida ( ~5 min). 2. Deje que la cápsula se enfríe dentro de un desecador, hasta la temperatura ambiente, (~15 min), pésela y anote el peso de la cápsula vacía. Agregue en ella cerca de 0,5 g de Cinc, pésela con el Cinc y registre el peso total. 3. Lentamente y con agitación continua, añada a la cápsula con el cinc, 15 ml de HCl 6M. Una reacción vigorosa tendrá lugar y se producirá gas hidrogeno. NINGÚN

MECHERO DEBE ESTAR ENCENDIDO, MIENTRAS ESTA REACCIÓN TIENE LUGAR, YA QUE EL GAS HIDRÓGENO ES MUY EXPLOSIVO . Si parte del Cinc queda sin reaccionar y no se desprende más H 2, añada 5 ml más de HCl. Continué añadiendo porciones de 5 ml del ácido hasta que todo el Cinc reaccione. 4. Cuando la reacción ha concluido, coloque la cápsula sobre la plancha y caliente cuidadosamente (plancha entre 4-5), hasta que la mayor parte del líquido haya desaparecido.

5. Continúe el calentamiento cuidadosamente, para evitar salpicaduras (plancha 3-4) y pérdida de producto. NO PERMITA QUE EL COMPUESTO OBTENIDO FUNDA O SE PERDERÁ MUESTRA POR SUBLIMACION . Siga calentando hasta que el compuesto se torne blanquecino (plancha 2-3). 6. Deje que la cápsula se enfríe (siempre dentro del desecador) hasta la temperatura ambiente y pésela, anote el peso. Caliente de nuevo la cápsula muy suavemente (plancha 2), enfríela y vuélvala a pesar. Si las dos pesadas no concuerdan en un margen de 0,02 g, repita el calentamiento y el pesaje hasta que dos pesadas sucesivas concuerden. Esto se conoce como secado a peso constante y es la única manera de estar seguro de que toda la humedad ha sido removida. El Cloruro de Cinc es muy

delicuescente (absorbe rápidamente la humedad del aire) y debe ser pesado rápidamente.

B.- SULFURO DE COBRE:

1. Coloque un crisol limpio y seco sobre un triangulo de porcelana y caliéntelo con la llama de un mechero Bunsen, tal como se ilustra en la fig. 16, hasta un rojo apagado 43

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2. Deje que el crisol y la tapa se enfríen a temperatura ambiente y péselos. Registre el peso. 3. Coloque en el crisol de 1,5 a 2,0 g de alambre de Cobre fuertemente enrollado, pese el Cobre, el crisol y la tapa.

4. Añada suficiente Azufre en polvo hasta cubrir el Cobre, coloque el crisol tapado sobre el triangulo y caliéntelo suavemente hasta que el Azufre cese de quemarse en el extremo de la tapa (llama azul). No quite la tapa mientras el crisol este caliente. 5. Finalmente caliente el crisol hasta un rojo apagado durante 5 min.

6. Permita que el crisol se enfríe a una temperatura ambiente, unos 10 min, luego péselo tapado y registre el peso. 7. Una vez más cubra el contenido del crisol con Azufre y repita el proceso de calentamiento. Permita que el crisol se enfrié y vuélvalo a pesar. Registre el peso. Si las dos ultimas pesadas no coinciden en un rango de 0,02g, la reacción química entre el Cobre y el Azufre es incompleta, si ese es el caso añada mas Azufre y repita el calentamiento y el pesaje hasta que se obtenga un peso constante.

Crisol

Tapa Aro Triángulo de

FIG.15. Montaje para la determinación del sulfuro de cobre DATOS EXPERIMENTALES A.

Cloruro de Cinc: 1. Pese la cápsula y el Cinc: ______________________g. 2. Peso de la cápsula: _____________________________g. 3. Peso del Cinc: _________________________________g.

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4. Peso de la cápsula y del Cloruro de Cinc: ___________g. 1º Pesada: ___________g. 2º Pesada: ___________g. 3º Pesada: ____________g. 5. Peso del Cloruro de Cinc: _______________________g.

B.

Sulfuro de Cobre: 1. Peso del crisol + tapa + Cobre ____________________g. 2. Peso del crisol + tapa ___________________________g. 3. Peso del Cobre ________________________________g 4. Peso del crisol + tapa + Sulfuro de Cobre ___________g. 1º Pesada ___________g. 2º Pesada ___________g. 3º Pesada ___________g.

CALCULOS A. CLORURO DE CINC Calcule las masas del Zn y la del Cloruro de Cinc obtenido, la diferencia entre ellas es la masa del Cloro en el cloruro de Cinc. Con esta información calcule la fórmula empírica del Cloruro de Cinc; escriba y balancee la ecuación química que corresponde. B

SULFURO DE COBRE

Calcule la masa del Cobre y la del Sulfuro de Cobre obtenido; la diferencia entre ambas, es la masa del Azufre en el Sulfuro de Cobre. Con esta información se puede obtener la formula empírica del Sulfuro de Cobre y puede balancear la ecuación química de su obtención. Lleve a cabo todas estas operaciones en su informe.

RESULTADOS A. CLORURO DE CINC: 1. Peso del Cloruro de Cinc: _____________g. 2. Peso del Cloro en el Cloruro de Cinc: __________________g. 3. Fórmula Empírica del Cloruro de Cinc: __________________ 4. El cloruro de zinc tiene un peso fórmula de 136,28 uma, ¿Cuál es su Fórmula Molecular? 5. Escriba la Ecuación Química balanceada para la formación del Cloruro de Cinc a

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partir de Cinc y ácido clorhídrico:

B. SULFURO DE COBRE: 1. Peso del Sulfuro de Cobre: _________________________g. 2. Peso del Azufre en el Sulfuro de Cobre: _________________g. 3. Fórmula Empírica del Sulfuro de Cobre: _________________ 4. Cuál es la Fórmula Molecular del Sulfuro de Cobre, si su peso fórmula es 159,15 g/mol? 5. Escriba la Ecuación Química Balanceada para la obtención del Sulfuro de Cobre a partir de Cobre y Azufre:

CUESTIONARIO Antes de realizar la práctica, usted debe responder las siguientes preguntas: 1. ¿Por qué son los pesos atómicos pesos relativos? 2. ¿En qué difiere el peso molecular del peso fórmula?

3. En el análisis de una sustancia se encontró que contenía 36,11% de calcio y 63,89% de cloro. ¿Cuál es la fórmula empírica de la sustancia? 4. ¿Qué dice la Ley de proporciones definidas? 5. ¿En que difiere la fórmula empírica de la fórmula molecular? 6. Dos tercios de los átomos que constituyen el H 2S son hidrógeno. ¿Qué porcentaje en peso representan los 2 átomos de H en el H 2S? 7. El vidrio de cal de sosa es preparado por la fusión de carbonato de sodio Na2CO3, piedra de cal CaCO3 y arena SiO2. La composición de vidrio varía, pero la reacción comúnmente aceptada para su formación es: Na2CO3(s) + CaCO3(s) + 6SiO2(s)

→ Na2CaSi6O14(s) + 2CO2(g)

Usando esta ecuación, ¿Cuántos kilogramos de arena se requieren para producir suficiente vidrio para fabricar 500 botellas de vino de 400g? 8. Un análisis de nicotina (componente venenoso que tiene el tabaco) con un peso molecular de 162,23 g/mol, da la siguiente composición porcentual: 74,0% de C; 8,65% de H y 17,3% de N. ¿Cuál es la fórmula empírica y la fórmula molecular de la nicotina?

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9. ¿Cuántos gramos de cloruro de zinc podrían formarse a partir de la reacción de

4,96 g de cinc con exceso de HC1? 10. ¿Cuántos kilos de sulfuro de cobre podrían formarse a partir de la reacción de 0,9 mol de cobre con un exceso de azufre? Si el sulfuro de cobre (I) es parcialmente quemado al aire (reacción con 11. el O2), se forma inicialmente sulfito de cobre (I). Si éste se calienta, se descompone térmica mente a óxido de cobre (I), y dióxido de azufre. Escriba ecuaciones químicas balanceadas para estas dos reacciones.

BIBLIOGRAFIA 1. PRETRUCCI, HARWOOD, y HERRING, G. Química General. 8ª Edición. Prentice Hall, Madrid, 2003.

2. CHANG, R. Química. 9ª Edición. Mc Graw Hill Interamericana, México, 2007. 3. BROWN, T., LEMAY, H., BURSTEN, B. y MURPHY, C. Química, La Ciencia Central. 11ª Edición. Pearson, Prentice Hall, México, 2009.

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