QUIMICA INORGANICA

Catedrática:

Ing. Amb. Alma Delia VerezalucesVillalobos

Alumno:

Héctor Díaz Chávez

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REACCIONES QUIMICAS

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Reacciones Químicas

Una reacción química es un cambio o fenómeno que modifica lacomposición química de las sustancias, para formar sustancias decomposición diferente. También podemos decir que es un paso de unsistema de condiciones iniciales a finales.

En toda reacción química resaltamos dos etapas:

La inicial (llamado reactantes), antes del cambioLa final (llamado productos), después del cambio.

La definición de reactantes suele modificarse cuando se refiere a lasreacciones químicas que se manejan en gran escala en camposespecializados. Así por ejemplo, en los procesos industriales se les llamamateria prima, en procesos metalúrgicos se llaman minerales o menas.

Además según la ley de conservación de la masa, en una reacciónquímica la masa del sistema en condiciones iniciales y finales es la misma;según la teoría atómica diremos que durante una reacción química solohay un reacomodo de átomos, lo que indica que el tipo y número deátomos que contiene el sistema inicial y final es el mismo, sólo que seencuentran enlazados o unidos de manera diferente.

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Reacción de adición o combinación (síntesis)

Consiste en que dos o más reactantes forman un solo producto. En estetipo de reacciones generalmente se libera calor, es decir que sonexotérmicas. Es típica en la formación de un compuesto por combinacióndirecta de sus elementos (síntesis).

Esquema general:

Ejemplos:

Síntesis de Lavoisier: mediante chispa eléctrica el hidrogeno se combinacon el O2 para formar agua.

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2 H2 + O2 2 H2O(l)

Síntesis de Haber – Bosh: a temperatura y presión alta se forma elamoniaco a partir de H2 y N2 gaseosos.

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

Formación del óxido férrico

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

Formación del cloruro de amonio

NH3(g) + HCl NH4Cl(s)

Formación de hidróxido de calcio

CaO(s) + CO2(s) Ca (OH)2(s)

Reacción de descomposición

En este tipo de reacciones químicas partimos de un solo reactante paradescomponerlo en dos o más productos, por medio de un agenteenergético externo o un catalizador:

Si la energía es calorífica se llama pirólisis, es la descomposición porcalentamiento a altas temperaturas.Si la descomposición es por acción de la luz se llama fotólisisSi la descomposición es por acción de un catalizador se llamacatálisis.Si la descomposición es por medio de la corriente eléctrica, se llamaelectrólisis.

Esquema general:

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Reacciones de pirolisis.

Dónde: = símbolo de energía calorífica

Reacciones de electrólisis.

El sodio se obtiene líquido porque la electrólisis de la sal común fundida(NaCl líquido) se ha realizado a temperatura muy alta.

Reacción de fermentación alcohólica.

Esta reacción se lleva a cabo por medio de una enzima, que es unaproteína biocatalizadora.

Reacción de catálisis

Se observa que en la catálisis, la sustancia que actúa como catalizador noaparece en los productos, ya que solo varía la rapidez con que sedesarrolla la reacción o hace posible la reacción.

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Reacción de desplazamiento o de sustitución simple

En general se presenta cuando un elemento químico más activo o másreactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentraformando parte de un compuesto; el elemento que ha sido desplazadoqueda en forma libre.

En el caso de los metales, los más activos son los metales alcalinos ymetales alcalinos térreos.

En el caso de los no metales, los más reactivos son algunos halógenos:

Fl2 , Cl2 , Br2 ; además del oxígeno y el fósforo.

Esquema de una Reacción de Desplazamiento:

Donde el elemento A es más activo o de mayor reactividad que elelemento B

1. Desplazamiento de hidrógeno

Todos los metales alcalinos y algunos metales alcalino-térreos (Ca , Sr , Ba),que son los más reactivos de los elementos metálicos, desplazan alhidrógeno del agua fría.

2. Desplazamiento de metal

Un metal de un compuesto también puede ser desplazado por otro metalen estado libre.

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Una forma sencilla de predecir si en realidad va a ocurrir una reacción dedesplazamiento de un metal o de hidrógeno, es referirse a una serie deactividad (algunas veces llamada serie electroquímica)

Una serie de actividad es básicamente un resumen conveniente de losresultados de muchas posibles reacciones de desplazamiento a las yadescritas.

De acuerdo con esta serie, cualquier metal que se ubique arriba delhidrógeno lo desplazará del agua o de un ácido, pero los metales situadosabajo del hidrógeno no reaccionaran ni con agua ni con ácidos. Dehecho, cualquier especie de la serie reaccionará con cualquier otraespecie que se encuentre debajo de ella. Por ejemplo, el Zn está arriba delCu, entonces el zinc metálico desplazará a los iones del cobre.

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Las reacciones de desplazamiento de metal tienen muchas aplicacionesen los procesos metalúrgicos, en los cuales interesa separar metales purosa partir de sus minerales. Por ejemplo, el vanadio se obtiene portratamiento de óxido de vanadio con calcio metálico:

De igual manera, el titanio se obtiene del cloruro de titanio de acuerdocon la reacción:

3. Desplazamiento de halógeno

Los halógenos son los elementos que se encuentran en el grupo VIIA de latabla periódica.

El comportamiento de halógenos en reacciones de desplazamiento dehalógenos se puede resumir en otra serie de actividad:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

La fuerza de estos elementos como agentes oxidantes disminuye conformese avanza del flúor al yodo en el grupo VIIA, así el flúor puede reemplazar alos iones cloruro (ya que tiene más reactividad).

Las ecuaciones de desplazamiento son:

Las reacciones de desplazamiento de halógeno tienen una aplicaciónindustrial directa. Los halógenos como grupo, son los elementos nometálicos más reactivos; todos ellos son agentes oxidantes fuertes, enconsecuencia se encuentran en la naturaleza en forma combinada (conmetales) como halogenuros pero nunca como elementos libres.

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De los 4 halógenos, el cloro es con mucho la sustancia química industrialmás importante. En 1995 su producción anual fue de 25 millones de libras,con lo cual ocupó el décimo lugar entre los reactivos químicos industrialesmás importantes. La producción anual del bromo es de sólo la centésimaparte de la del cloro, y la producción de flúor y de yodo es aún menor.

Reacciones Redox

También llamados reacciones de reducción y oxidación. Son aquellas queocurren mediante transferencia de electrones, por lo tanto hay sustanciasque pierden electrones (se oxidan) y otras que ganan electrones (sereducen)

La gran mayoría de reacciones que son de interés, en química sonreacciones de reducción y oxidación, como ejemplos tenemos: lacombustión de los hidrocarburos, la acción de los agentes blanqueadoresde uso doméstico, la obtención de los metales a partir de sus minerales, elproceso de respiración, proceso de digestión, reacción que ocurre en lapila seca y baterías, etc..

Oxidación. Es el fenómeno mediante el cual una especie química pierdeelectrones, por lo tanto el número de oxidación (N.O.) aumentaalgebraicamente porque pierde carga negativas.

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Reducción. Es el fenómeno mediante el cual una especie química ganaelectrones, por lo tanto el número de oxidación (N.O.) disminuyealgebraicamente porque gana carga negativas.

Ejemplos:

El agente oxidante, es la sustancia química que al reducirse provoca laoxidación de otro; por lo tanto la sustancia que se reduce es agenteoxidante.

El agente reductor, es la sustancia quimia que al oxidarse provoca o causala reducción de otro; por lo tanto la sustancia que se oxida es agentereductor.

A continuación se ilustra en forma resumida una reacción redox:

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Descripción del Proceso:

El átomo neutro del Zn (Zn0) pierde 2 electrones y se convierte en ion cinc(Zn+2) según la siguiente reacción: Zn0 Zn+2 + 2e- ……………….semireacción de oxidación

Los dos átomos que pierde el Zn es ganado por el ión ferroso (Fe+2) paraconvertirse en átomo neutro (Fe0) Fe+2 + 2e- Fe0 ………………..Semireacción de reducción

El ión Zn+2 es forma oxidada del Zn0 y el Fe0 es la forma reducida del Fe+2

El sulfuro ferroso FeS, se llama oxidante porque contiene al ión Fe+2 , que alreducirse provoca la oxidación del Zn. Al sulfuro de Zinc, ZnS, se le llamaforma oxidada porque contiene al Zn+2 que es la forma oxidada del Zn0

Como usted puede apreciar en la ilustración anterior, para reconocer queuna sustancia se oxida o se reduce, solo basta analizar como varia elnúmero de oxidación de una especie química al pasar de reactantes aproductos. En toda reacción redox se cumple:

El fenómeno de reducción y oxidación es simultáneo, es decir la oxidacióny reducción no se presenta en forma aislada

#e- (ganados) = #e- (perdidos)

La igualdad justifica la ley de conservación de carga eléctrica.

Las reacciones redox pueden ser clasificadas en tres grupos:

1 Reacción Redox Intermolecular: Son las más comunes, se caracterizanporque el elemento que se oxida y el elemento que se reduce seencuentran en sustancias químicas diferentes, por lo tanto el agenteoxidante y el agente reductor son sustancias también diferentes.

2 Reacción Redox Intramolecular: En este caso, el elemento que se oxida yel elemento que se reduce se encuentran en el mismo compuesto, por lotanto el agente oxidante y el agente reductor es la misma sustancia

3 Reacción Redox de dismutación o desproporción: Llamada también deautoreducción - oxidación, es aquella donde un mismo elemento se oxiday se reduce. Por lo tanto una misma sustancia química es oxidante yreductora.

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BALANCEO DE REACCIONES

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Balanceo de ecuaciones químicas

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y laisla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre deecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivosy en la segunda los productos de la reacción.

A + B C + D

Reactivos Productos

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversosmétodos. En todo el objetivo que se persigue es que la ecuación químicacumpla con la ley de la conservación de la materia.

Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de laecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en

a) H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos

b) 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las fórmulas quelo necesiten, pero no se cambian los subíndices.

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación

H2O + N2O5 NHO3

a) Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O).Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.

H2O + N2O5 2 NHO3

b) Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dosNitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundomiembro (2 NHO3)

c) Para el Oxígeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico(N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)

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Balanceo de ecuaciones por el método de Redox (Oxidoreducción)

En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elementoque se reduce.

Recordar que una reacción de óxido reducción no es otra cosa que unaperdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorciónde energía (presencia de luz, calor, electricidad, etc.)

Para balancear una reacción por este método, se deben considerar lossiguiente pasos

1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos queexisten en la ecuación.

Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá encuenta lo siguiente:

a) En una formula siempre existen en la misma cantidad los números deoxidación positivos y negativos

b) El Hidrogeno casi siempre trabaja con +1, a excepción los hidruros de loshidruros donde trabaja con -1

c) El Oxigeno casi siempre trabaja con -2

d) Todo elemento que se encuentre solo, no unido a otro, tiene número deoxidación 0

2) Una vez determinados los números de oxidación, se analiza elementopor elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con elsegundo, para ver que elemento químico cambia sus números deoxidación

0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

Los elementos que cambian su número de oxidación son el Fierro y elOxígeno, ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3

3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala deOxido-reducción

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0 0 +3 -2

Fe + O2 Fe2O3

El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2

4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene número de oxidación 0, semultiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elementoque tenga número de oxidación 0

Fierro se oxida en 3 x 1 = 3

Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4

5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el número del elementoque se oxido se pone al que se reduce y viceversa

4Fe + 3O2 2Fe2O3

Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en elmiembro de la ecuación que tenga más términos y de ahí se continuabalanceando la ecuación por el método de tanteo.

Balanceo de ecuaciones por el método algebraico

Este método está basado en la aplicación del álgebra. Para balancearecuaciones se deben considerar los siguientes puntos

1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha dereacción el signo de igual. Ejemplo:

Fe + O2 Fe2O3

A B C

2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuaciónalgebraica

Para el Fierro A = 2C

Para el Oxigeno 2B = 3C

3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra queaparece en la mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C

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Por lo tanto si C = 2

Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:

2B = 3C

2B = 3(2)

B = 6/2

B = 3

Los resultados obtenidos por este método algebraico son

A = 4

B = 3

C = 2

Estos valores los escribimos como coeficientes en las fórmulas que lescorresponden a cada literal de la ecuación química, quedandobalanceada la ecuación

4Fe + 3O2 2 Fe2O3

Balance ecuaciones. Método ión - electrón (medio ácido)

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero enocasiones es el único posible.

En principio se debe identificar qué especie se oxida y cuál se reducepara plantear las dos semi – reacciones. En segundo lugar se indicacuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.

Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H+ u OH-.Luego se realiza el balance de masa con agua.

Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdansean igual a los que se ganan

Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.

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Ejemplo

Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada enmedio ácido.

MnO4- + H2O2 Mn+2 + O2

El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2

Variación de los números de oxidación

5 e- + MnO4- Mn+2

El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto +2, es decir que ha disminuido en 5 su númerode oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es lareacción de reducción.

El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación deloxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Esdecir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es lareacción de oxidación.

H2O2 2 e- + O2

Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.

En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de losreactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancearcon carga positiva se colocan los H+ del lado de los reactivos. En este caso8 para que la carga total sea +2-

8 H+ + 5 e- + MnO4- Mn+2

En la reacción de oxidación se tiene 0 del lado de los reactivos y -2 en losproductos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+-

H2O2 2 H+ + 2 e- + O2

Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.

8 H+ + 5 e- + MnO4- Mn+2 + 4 H2O

H2O2 2 H+ + 2 e- + O2

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Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primerasemi-reacción por 2 y la segunda por 5-

2. (8 H+ + 5 e- + MnO4- Mn+2 + 4 H2O)

5(H2O2 2 H+ + 2 e- + O2

Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones.

16 H+ + 10 e- + 2 MnO4- + 5 H2O2 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+ + 10 e- +5 O2

Simplificando se tiene:

6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2 2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2

Si se deseara plantear la ecuación molecular, por ejemplo con ácidosulfúrico, el procedimiento sería el mismo, el anión sulfato y el potasio nointerviene en la reacción y finalmente se tendría:

3 H2SO4 + 2 KMnO4 + 5 H2O2 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O + K2SO4

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ESTEQUIOMETRIA

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ESTEQUIOMETRIA

Se entiende por Estequiometria al estudio de las proporciones entre losreactivos y productos que participan en una reacción química. Porejemplo para una reacción hipotética:

A + 2 B C + D

Siempre van a reaccionar 1 mol de A por cada 2 moles de B para que sepueda formar 1 mol de C y otro de D.

La reacción química balanceada es una ecuación algebraica con todoslos reaccionantes en el primer miembro y todos los productos en elsegundo miembro. Dado que la estequiometria implica el uso de símbolos,fórmulas y ecuaciones químicas, es necesario definir algunos conceptos,leyes y procedimientos antes de adentrarnos en su estudio. Estosconceptos son los de: peso atómico; símbolo químico; fórmula química;peso molecular entre otros. Así mismo debemos conocer las leyesPonderales y los procedimientos de Cálculo de moles y balanceo deecuaciones.

LEYES DE LA COMBINACION QUÍMICA O LEYES PONDERALES.

Las leyes ponderales o de las combinaciones químicas son las que rigen laproporción en masa y en volumen para formar compuestos. Paradeterminar dichas proporciones se llevan a cabos los llamados cálculosestequiométricos. La estequiometria por tanto, trata de la composición delas sustancias en masa y en volumen, es decir, de las relaciones decombinación química.

Las tres leyes Ponderales son:

1.- Ley de la Conservación de la materia.

2.- Ley de las Proporciones definidas o Ley de Proust.

3.- Ley de las Proporciones múltiples o Ley de Dalton.

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LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.

Antonio Lorenzo Lavoisier estableció experimentalmente esta ley: En todareacción química, la masa total permanece constante antes y después dela reacción. Dicho de otro modo la materia no se crea ni se destruye, solose transforma. Esto lo constatamos al ver que la suma de las masas de losreactantes es igual a la suma en masa de los productos.

Ejemplo:

Masas atómicas: K=39,1; I=127; Pb=207; N=14; O=16

Masa de los reactivos:

2KI = 2(39,1) = 78,2; 2(127) = 254 lo que indica que 2KI = 78,22 + 254 = 332,2

Pb = 207

(NO3)2 = (14)2 = 28; (163)2 = 96 lo que indica que (NO3)2 = 124

Total = 332,22 + 207 + 124 = 663,2 g/mol

Masa de los productos:

PbI2 = 207; I2= (127)2 = 254 lo que indica que PbI2 = 207 + 254 = 461

2KNO3 = 2(39,1) = 78,2; 2(14) = 28; 2(16)3 = 96 lo que indica que 2KNO3 =78,2 + 28 +

96 = 202,2

Total = 461 + 202,2 = 663,2 g/mol

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PROPORCIONES DEFINIDAS O LEY DE PROUST.

Cuando un elemento se une a otro para formar un compuesto, lo hacesiempre en una proporción fija e invariable, que no se modifica por excesode alguno de ellos. Esto mismo lo podemos expresar diciendo que todocompuesto químico contiene siempre la misma proporción de cada unode sus constituyentes.

Por ejemplo: 32 gramos de oxígeno se combinan con 4 gramos dehidrógeno para formar 36 gramos del compuesto llamado agua. Siefectivamente esa es la proporción en masa, se puede representar así:

La relación en masa en que se encuentran estos elementos para formar elcompuesto H2O, es la siguiente:

Y siempre van a reaccionar estas cantidades independientemente de queuna de ellas o las dos se encuentren en exceso o proporciones diferentes.La proporción en moles de ambos reactivos es 1:2, es decir, 1 mol deoxígeno por dos moles de hidrógeno, para producir dos moles de agua.Esta proporción es fija independientemente del origen o de las condicionesen que se de la reacción.

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LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES O DE DALTON.

Al explicar la Ley de Proust, la ilustramos con en el ejemplo del agua, en laque la proporción oxígeno y hidrógeno es 1:2. Pues bien, el hidrógeno y eloxígeno también forman otro compuesto llamado peróxido de hidrógenoo agua oxigenada, solamente que en éste la relación de hidrógeno yoxígeno es de 1:1. Esto se explica mediante la siguiente reacción:

En este caso la relación en masa de los reactivos es la siguiente:

Gramos de oxígeno = 32/2 = 16/1

Gramos de hidrógeno

Mientras que la relación de moles es 1:1. Esto según Dalton se explica através del siguiente enunciado: “Al combinarse un elemento con otro paraformar un compuesto, puede hacerlo en diferentes proporciones, dandoorigen a varios compuestos que guardan una relación sencilla en númerosenteros, generalmente múltiplos el uno del otro”. Es decir, en relación de1:1, 1:2, 2:1, 2:3, etcétera.

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