DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETR

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DISOLUCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA

• Física y química 1º Bachillerato

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? Compuesto sustancia formada por la unión de
átomos diferentes
Es aquella sustancia pura que puede descomponerse
en otras más sencillas por medio de cambios
químicos. Ejemplo la sacarosa, el agua, ...
? Elemento sustancia formada por átomos iguales
Es aquella sustancia pura que no puede
descomponerse en otras más sencillas, ni siquiera
utilizando cambios químicos. Ejemplo el
hidrógeno, el oxígeno, ...
Al hacer pasar una corriente eléctrica a través
del agua, ésta se descompone en dos gases
hidrógeno y oxígeno. El agua ha perdido su
identidad (cambio químico)
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? Mezcla
Consta de dos o más sustancias físicamente unidas
? Mezcla heterogénea
Es aquella cuyos componentes se observan a simple
vista o con ayuda de un microscopio óptico
Tienen una composición no uniforme
La proporción de sus distintos componentes, puede
variar de forma arbitraria
Ejemplos el granito, la sangre, ...
? Mezcla homogénea
Es aquella cuyos elementos no pueden distinguirse
ni siquiera con ayuda de un microscopio óptico
Tiene una composición uniforme, incluso si se
observa al microscopio
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DISOLUCIONES
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SOLUBILIDAD
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El proceso por el cual las moléculas del
disolvente rodean a las moleculas del soluto y se
mezclan con ellas se llama solvatación. Cuando el
disolvente es agua se llama hidratación
Las disoluciones pueden ser .Diluidas Si la
cantidad de soluto es pequeña en comparación con
la cantidad que se puede disolver.
.Concentradas Si la cantidad de soluto se
acerca a la cantidad total que se puede
disolver. .Saturadas si se disuelve la cantidad
máxima de soluto que en esas condiciones se puede
disolver en ese disolvente
Existen varios factores que afectan a la
solubilidad -El tipo de soluto y disolvente. -El
estado físico del soluto y del disolvente los
gases son siempre solubles entre sí mientras que
los sólidos entre si se mezclan con dificultad y
se disuelven mejor finamente divididos y
pulverizados. -La temperatura, corrientemente la
solubilidad aumenta con la temperatura ya que
aumenta la movilidad de los iones o las moléculas
que forman tanto al soluto como al disolvente y
favorecen la mezcla (como forma de agitación),
aunque hay excepciones
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LEYES PONDERALES
? LAVOISIER Ley de conservación de la masa
"En toda reacción química la suma de las masas de
las sustancias reaccionantes es igual a la suma
de las masas de los productos resultandes de la
reacción."
? Cuando una vela arde en un contenedor
herméticamente cerrado, no se produce ningún
cambio detectable en la masa
? El fiel de la balanza, permanece en el mismo
lugar, antes y después de la reacción
Durante un cambio químico no se produce ningún
cambio detectable en la masa total
La consecuencia más importante de la ley de
conservación de la masa es la necesidad de
AJUSTAR LAS ECUACIONES QUÍMICAS para que
realmente reflejen lo que ocurre en la
reacción. La ecuación química ha de estar
ajustada, es decir, tener el mismo número de
átomos de cada elemento en los reactivos y en los
productos.
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"Cuando varios elementos se unen para formar una
sustancia determinada lo hacen siempre en una
relación ponderal constante, independientemente
del proceso seguido para su formación".
? Ley de las proporciones definidas
? En 1799 J. L. Proust probó que cuando varios
elementos se combinan entre sí para formar un
compuesto determinado, siempre lo hacen en una
relación de masa definida
? Diferentes muestras de un compuesto puro
siempre contienen los mismos elementos en la
misma proporción



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LA TEORÍA ATÓMICA DE DALTON
1 Los elementos químicos están formados por
partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas
átomos
2 Todos los átomos de un elemento químico dado
son idénticos en su masa y demás propiedades
3 Los átomos de diferentes elementos químicos
son distintos, en particular sus masas son
diferentes
4 Los átomos son indestructibles y retienen su
identidad en los cambios químicos
5 Los compuestos se forman cuando átomos de
diferentes elementos químicos se combinan entre
sí, en una relación de números sencilla, formando
entidades definidas (hoy llamadas moléculas)
LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES . Dalton
"Cuando se combinan dos elementos y de su unión
pueden resultar varios compuestos distintos, se
cumple que una cantidad constante de uno de ellos
se une con cantidades variables del otro que
forman entre sí una relación de números
sencillos".
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EXPLICACIÓN DE LA LEY DE LAS PROPORCIONES
DEFINIDAS SEGÚN DALTON
? Dado que una muestra de un compuesto está
formada por un conjunto de moléculas iguales, la
proporción en masa de sus elementos en la
muestra, es la misma que una molécula individual
cualquiera del compuesto, es decir, fija
? Las mezclas ( b ) no implican las interacciones
íntimas entre átomos que se encuentran en los
compuestos ( c )
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HIPÓTESIS DE AVOGADRO.
? El italiano Amadeo Avogadro, consideró que las
partículas de algunos elementos gaseosos estaban
formadas por dos átomos. A estas agrupaciones de
átomos las llamó moléculas
? En 1811 interpretó los resultados
experimentales de Gay-Lussac, y enunció la
llamada hipótesis de Avogadro
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MOLÉCULAS DIATÓMICAS
Elementos comunes que existen como moléculas
diatómicas a temperatura ambiente
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MASAS ATÓMICAS
? Se toma como referencia, la masa de un átomo
de carbono, a la que se asigna el valor de 12 u
(unidades de masa atómica). Así la masa de un
átomo de hidrógeno resulta 1 u y la de un átomo
de oxígeno, 16 u
Masa atómica es la doceava parte de la masa del
carbono doce
Al 2(CO3) 3 Al27umasC12 umasO16 umas luego M
27x2(12(16x3))x3100 umas HCl H1 uma
Cl35,5 umas luego M135,536,5 umas H2SO4
H1 uma S32 umas O16 umas luego M(1x2) 32
(16x4)98 umas
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FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR
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TIPOS DE FÓRMULAS -FÓRMULA EMPÍRICA solo
indica el tipo de elementos que forman la
molécula con su símbolo y la proporción en que
se encuentran pero no su número exacto.
-FÓRMULA
MOLECULAR indica el tipo de elementos que forman
la molécula con su símbolo y su número exacto.
-FÓRMULA
ESTRUCTURAL indica el tipo de elementos que
forman la molécula con su símbolo , su número
exacto y los enlaces que hay .
Por ejemplo para el etano su fórmula estructural
resumida es CH3-CH3 , su fórmula molecular es
C2H6 y su fórmula empírica es (CH3)n
En una molécula, formada por distintos átomos no
todos contribuyen igual a la masa total de la
molécula, por ejemplo en el ácido clorhídrico(
HCl) el átomo de cloro (35,5 umas) contribuye
más a la masa molecular (36,5 umas) que el
hidrógeno (1 uma). Estas contribuciones se
pueden expresar en forma de y es lo que se
llama COMPOSICIÓN CENTESIMAL de una molécula.
Memasa del elemento

nsubíndice del elemento en la
fórmula Mmasa molecular o peso fórmula.
En el HCl queda
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APLICACIÓN AL CÁLCULO DE LAS FÓRMULAS EMPÍRICA Y
MOLECULAR
a) Cálculo de la fórmula empírica
b) Cálculo de la fórmula molecular
La fórmula molecular será un múltiplo de la
empírica
(NO2)n
n . (14 2 . 16) 92 ? n 2 luego la
fórmula molecular es N2O4
Si los resultados no fueran redondeables se
multiplican TODOS por dos o por 3
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CONCEPTO DE MOL
En un mol de distintas muestras hay el mismo
número de partículas (NA)
Los átomos de Cu son más pesados que los de C
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UN MOL DE MOLÉCULAS es la cantidad de masa de
un compuesto que contiene 6,023 . 1023 moléculas
de dicho compuesto y que expresada en gramos
coincide con la masa molecular de dicho
compuesto
UN MOL DE ÁTOMOS es la cantidad de masa de un
elemento que contiene 6,023 . 1023 átomosde
dicho elemento y que expresada en gramos
coincide con la masa atómica de dicho elemento
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RELACIÓN ENTRE ÁTOMO, MOLÉCULA Y MOL
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Equivalente gramo de un elemento es la cantidad
del mismo que se combina o reemplaza a un
átomo-gramo de hidrógeno
1 eq de Fe 1/3 masa atómica de Fe
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En las reacciones, cualquier pareja de sustancias
reaccionan en la proporción un equivalente a un
equivalente e igual proporción con los productos
Equivalentemoles x valencia
El agua es a la vez ácido y base H2O H
OH- VALENCIA 1.11
2NaOHH2SO4 Na2SO42H2O
2.1
1.2
1.2
2.1
2eq de H2SO4
2 eq de NaOH
2eq de Na2SO4
2 eq de H2O
Todas las reacciones se producen equivalente a
equivalente!
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GASES PERFECTOS. LEY DE BOYLE
Cuando se dobla la fuerza ejercida sobre el gas,
el volumen se reduce a la mitad y se dobla la
presión que ejerce el gas. De este modo el
producto P.V permanece constante
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GASES PERFECTOS. LEY DE GAY-LUSSAC
A volumen constante ( V1 V2 ) se cumple que
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LEY DE LOS GASES IDEALES O PERFECTOS
P es la presión del gas en atm V es el volumen
del gas en litros T es la temperatura del gas en
K n es el número de moles del gas

p . V n . R . T
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MEDIDA DE LA CONCENTRACIÓN EN DISOLUCIONES
1. Añadir 0,5 moles del soluto en un matraz de 1
l que contenga agua hasta la mitad
2. Agitar cuidadosamente el matraz para que el
soluto se disuelva
3. Añadir más agua al matraz hasta alcanzar
exactamente la marca de 1 l
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Se puede calcular de muchas formas diferentes la
concentración de una disolución.
NORMALIDADMOLARIDAD.VALENCIA
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LA ECUACIÓN QUÍMICA
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Símbolos utilizados en las ecuaciones químicas
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AJUSTE DE UNA ECUACIÓN QUÍMICA


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? Debemos ajustar la reacción química antes de
interpretar en qué proporción intervienen los
reactivos y los productos
Por ejemplo 2 CO (g) O2 (g) ? 2 CO2 (g)

? La ecuación 2 CO ( g ) O2 ( g ) ? 2 CO2
( g ), significa que
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? Dado que la masa de un mol de cualquier
sustancia es un número de gramos igual a su masa
molecular, la relación
2 moles CO 1 mol O2 ? ? 2 moles CO2 se
traduce en
2 . 28 g CO 1 . 32 g O2 ? ? 2 . 44 g CO2
? Es decir, la proporción en masa es
56 g CO 32 g O2 ?? 88 g CO2
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REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
PRODUCTOS
REACTIVOS
(transformación)
formación de nuevos enlaces
ruptura de enlaces
reagrupamiento
Una ecuación química indica de forma simbólica
los cambios que tienen lugar en una reacción
química. Presentan la siguiente forma
En toda reacción química se cumple el principio
de conservación de la masa y el principio de
conservación de las cargas eléctricas, para ello,
la reacción química debe estar AJUSTADA
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Si intervienen iones, deben ajustarse de forma
que la carga neta sea la misma en los dos miembros
señalan la proporción en que las sustancias han
participado
indican cuáles han sido los reactivos y qué
productos se han formado
C3H8

O2
H2O
3
5
CO2
4

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INFORMACIÓN QUE PROPORCIONAN LOS COEFICIENTES
ESTEQUIOMÉTRICOS.
Los coeficientes estequiométricos indican el
número de átomos de cada elemento y el número de
moléculas de cada compuesto que intervienen en la
reacción.
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación
química ajustada informan de la proporción entre
átomos y moléculas de reactivos y productos
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Los coeficientes estequiométricos informan sobre
el número de moles de cada elemento y de cada
compuesto que intervienen en la reacción.
2 moléculas de CO
1 molécula de O2
2 moléculas de CO2
20 moléculas de CO
10 molécula de O2
20 moléculas de CO2
2 6,02 1023 moléculas de CO
2 6,02 1023 moléculas de CO2
6,02 1023 moléculas de O2
1 mol de O2
2 moles de CO2
2 moles de CO
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación
química ajustada informan de la proporción entre
moles de reactivos y productos
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A partir de las masas atómicas de los elementos
que intervienen en la reacción, se puede
establecer la relación entre las masas de los
reactivos y de los productos
Conociendo las masas atómicas (H 1,01 u y N
14,01 u), se determinan las masas moleculares H2
2,02 u N2 28,02 u NH3 17,04 u
1 mol de N2
3 moles de H2
2 moles de NH3
28,02 g de N2
3 2,02 6,06 g de H2
2 x 17,04 34,08 g de NH3
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación
química ajustada informan de la proporción entre
gramos de reactivos y productos
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. VOLUMEN
? Según Avogadro, un mol de cualquier gas ocupa,
en las mismas condiciones, el mismo volumen. La
ecuación para calcularlo es
P V n R T (ecuación de los gases perfectos)
? En condiciones normales P 1 atmósfera, T
273 ?K un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros
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Si en la reacción intervienen gases en c.n. de
presión y temperatura, 1 mol de cualquiera de
ellos ocupará un volumen de 22,4 litros
1 mol de O2
2 moles de H2O
2 moles de H2
22,4 litros de O2
2 22,4 litros de H2O
2 22,4 litros de H2
Los coeficientes estequiométricos de una ecuación
química ajustada en la que intervienen gases,
informan de la proporción entre volúmenes de
reactivos y productos
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Un mol de cualquier gas en CONDICIONES NORMALES
(P 1 atm 760 mmHg 101300 Pa y T0ºC273ºK)
ocupa siempre un volumen de 22,4 l.Un mol de
cualquier sustancia gaseosa medido en las mismas
condiciones de presión y temperatura ocupa el
mismo volumen. A este volumen se le denomina
VOLUMEN MOLAR.
GAS PERFECTO es aquel gas en el que no existe
interacción entre las partículas que lo
forman. Esto ocurre sobretodo a altas
temperaturas, bajas presiones y grandes volúmenes
donde las partículas que forman el gas están muy
separadas unas de otras y en estas condiciones la
ecuación P.Vn.R.T da resultados exactos, en
otras condiciones da resultados bastante
aproximados pero no totalmente exactos
LEY DE LOS VOLÚMENES DE REACCIÓN. Gay-Lussac
Cuando una sustancia es gaseosa, resulta mucho
más sencillo medir su volumen que su masa, es por
esto, que se intentó encontrar una relación entre
los volúmenes de las sustancias que intervienen
en una reacción química cuándo estas son
gaseosas. Gay - Lussac formuló la siguiente ley
"La relación que existe entre los volúmenes,
medidos en las mismas condiciones de presión y
temperatura, de los gases que se forman o
consumen en una reacción química es una relación
de números enteros sencillos".
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .
Conocida la masa de un reactivo o de un producto,
pueden calcularse el resto de las masas que
intervienen en la reacción
Ejemplo En la descomposición del clorato de
potasio se obtiene cloruro de potasio y oxígeno
Cuántos gramos de oxígeno se obtienen a partir
de 1 kg de clorato?
KClO3
KCl
3/2 O2

1 mol de KCl
3/2 mol de O2
1 mol de KClO3
48 g de O2
122,45 g de KClO3
74,45 g de KCl
X g de O2
1000 g de KClO3

X

587,45 g de O2
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Si existen reactivos con impurezas, es necesario
determinar primero las cantidades existentes de
sustancia pura
Ejemplo Se hacen reaccionar 22,75 g de Zn que
contiene un 7,25 de impurezas con HCl
suficiente. Calcula la masa de H2 desprendida.
Dato masa atómica del Zn 65,38
X 21,1 g de Zn
Por cada mol de Zn se obtiene 1 mol de H2
Y 0,645 g de H2
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REACTIVO LIMITANTE
En una reacción química sólo se gasta
completamente el reactivo limitante. Los
reactivos en exceso no se agotan completamente
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CÁLCULOS CON REACTIVO LIMITANTE.
Generalmente es necesario preparar cantidades
determinadas de productos a partir de cantidades
de reactivos que no son estequiométricamente
exactas
se consume completamente
queda parte sin reaccionar
El reactivo limitante reacciona solamente con la
cantidad adecuada de la otra sustancia hasta que
se acaba y de la que se encuentra en exceso queda
parte sin reaccionar
Ejemplo Si reaccionan 7 g de Fe (56 u) con 8 g
de S (32 u) para formar FeS cuál es el
reactivo limitante y
cuál el excedente?
Fe

S
FeS
1 mol de FeS
1 mol de S
1 mol de Fe
88 g de FeS
56 g de Fe
32 g de S
X g de S
7 g de Fe
reactivo limitante
Fe
reactivo en exceso
S
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CÁLCULOS CON REACTIVOS EN DISOLUCIÓN.
Ejemplo Calcular el volumen de la disolución 0,1
M de AgNO3 que se necesita para reaccionar
exactamente con 100 cm3 de Na2S 0,1 M. (Masas
moleculares AgNO3 169,88 u Na2S 78 u)
La reacción ajustada es
2AgNO3

Na2S
Ag2S

2NaNO3
En 100 cm3 de disolución 0,1 M de Na2S hay
0,1 (L) x 0,1 (mol/L) 0,01 moles de Na2S
Por cada mol de Na2S que reacciona se necesitan 2
moles de AgNO3

x 0,02 moles de AgNO3
La cantidad de disolución que hay que tomar para
conseguir esos 0,02 moles de AgNO3 es

y 0,2 L 200 cm3
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RENDIMIENTO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
En los procesos químicos no suele obtenerse el
100 de las cantidades previstas de las
sustancias, debido a reacciones simultáneas no
deseadas, impurezas de los reactivos, escapes en
los hornos, etc.
El rendimiento de las reacciones es un factor
fundamental en la industria química
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TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS.
1)Reacción de síntesis cuando dos sustancias se
unen para dar una AB ? C Por ejemplo 2Fe
O2 ? 2FeO CaOH2O ? Ca(OH)2
CaOCO2 ? CaCO3 2H2O2 ? 2H2O
2)Reacción de descomposición justo al contrario
que la anterior, una sustancia se descompone en
varias A ? BC Por ejemplo H2CO3 ? CO2H2O el
ácido carbónico es muy inestable y tiende a
descomponerse espontáneamente
K ClO3 ? K ClO2
3)Reacción de sustituciónUn átomo de un
compuesto sustituye a un átomo de otro. AB X ?
XB A Dentro de este tipo hay algunas típicas
como - 2HCl Zn ? Zn Cl2 H2 -CuSO4Zn ?
ZnSO4Cu - Cl2 NaBr ? NaCl Br2
4)Doble descomposición o doble sustitución es
AB XY ? AY XB AgNO3NaCl ? NaNO3AgCl -Un
caso típico y muy importante son las REACCIONES
ÁCIDO-BASE ácidobasesalagua H Cl NaOH? NaCl
H2O
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5)Reacción de oxidación-reducción Un átomo de
alguna de las sustancias que reaccionan cede
electrones a un átomo de otra de las sustancias
que reaccionan. Se dice que una sustancia se
oxida si pierde electrones. El átomo o grupo de
átomos que en una reacción redox cede electrones
(se oxida) es el agente reductor ya que proboca
la reducción de otra sustancia que toma esos
electrones. Se dice que una sustancia se reduce
si gana electrones. El átomo o grupo de átomos
que en una reacción redox gana electrones (se
reduce) es el agente oxidante ya que hace que
otra sustancia se oxide al quitarle electrones.
2KMnO4 16 H Cl ? 2 MnCl2 5 Cl2 8H2O 2KCl
Un ejemplo muy importante de reacciones redox son
las reacciones de combustión
? En una reacción de combustión, el oxígeno
reacciona con otra sustancia, desprendiéndose
gran cantidad de energía, a menudo en forma de
luz y calor
La combustión completa de un compuesto orgánico
siempre da dióxido de carbono y agua
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REACCIONES ENDOTÉRMICAS Y EXOTÉRMICAS
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(No Transcript)