Escenario 2...pdf

Palabras clave: reacción química, ecuación química, estequiometría, reactivo límite, reactivo en exceso,
rendimiento, pureza.
Contenido
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Cálculos estequiométricos
Estequiometría
Reactivo en exceso
Pureza
Ecuaciones químicas
Reactivo limitante
Rendimiento
Cálculos estequiométricos
Unidad 1 / Escenario 2
Lectura fundamental

1. Cálculos estequiométricos
Los cálculos estequiométricos tienen un valor impresionante en la industria química. Estos datos son
la aplicabilidad inicial de muchos procesos de transformación química. La estequiometría es el cálculo
de las relaciones cuantitativas de los reactivos y los productos cuando se origina una reacción química,
estudia también la proporción de diferentes elementos de un compuesto químico y la composición
de las mezclas (Chang, 2010). Las relaciones se pueden predecir y así llevar estos cálculos, como
por ejemplo al laboratorio o a la construcción de aparatos novedosos de uso químico, como los
generadores de oxígeno.
Quizás recuerden una de las frases de las películas de Hollywood más famosas del cine “Houston,
tenemos un problema”, y es que el Apolo 13 pasó no solo a la historia por contar un suceso de la
vida real, sino por contener uno de los retos con los que día a día la química debe hacerse cargo
asegurando la calidad de vida y el aire de los astronautas en el espacio. La NASA ha invertido
esfuerzos importantes para lograr una atmosfera respirable similar y amigable en las misiones
espaciales de los astronautas, para así salvaguardar su vida y su salud fuera de la Tierra, donde por
supuesto no hay oxígeno (O2
).
Figura 1. Astronauta misión Apolo
Fuente: MachoCarioca (2006)
Por lo anterior, se han estudiado mecanismos de eliminación química de dióxido de carbono (CO2
)
en recintos cerrados, que aplican tanto para naves y trajes espaciales como también para submarinos,
debido a que las altas concentraciones de este en el ambiente pueden provocar situaciones fatales
para los astronautas y también para los submarinos.
POLITÉCNICO GRANCOLOMBIANO 2
2

El hidróxido de litio es uno de los mecanismos químicos usados para la eliminación de la concentración
de CO2
en los vehículos espaciales, manteniendo libre y oxigenada la respiración dentro de estos
trajes o naves herméticos. Sin embargo, es de vital importancia que estas reacciones químicas
que se producen para eliminar o filtrar el CO2
sean controladas y exactas debido a antecedentes
preocupantes donde la vida de los astronautas se ha puesto en juego por la saturación del CO2
en el
traje o en la nave. Por lo tanto, es de máxima importancia que se aborden estas situaciones con rigor
en el cálculo químico, y para es importante reconocer la importancia de los datos reales y conceptos
de estequiometría y reacciones (Chang, 2010).
Figura 2. Mapas para cálculos estequiométricos
Fuente: elaboración propia
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En este mapa aparecen algunos cálculos que solamente se utilizarán en los capítulos siguientes.
Es importante antes de entrar a realizar los diferentes cálculos revisar una serie de conceptos
y procedimientos que ayuden en el proceso. Inicialmente en este Escenario se representan los
conceptos para convertir peso o masas moleculares a moles, o moles a pesos donde es de suma
importancia que usted tenga claridad de los conceptos y conversiones (Harwood, 2003). Luego,
se presentarán las aplicaciones que tienen esas conversiones en las reacciones químicas, con el fin
de identificar el reactivo límite, las cantidades consumidas, el rendimiento y pureza en una reacción
química. Revise el Material de apoyo para que evidencie la importancia que tienen los cálculos
estequiométricos en la industria aeroespacial, ahí se resolverá el caso y además se llevará a la práctica
estos cálculos.
2. Ecuaciones químicas
En el Escenario anterior se explicó las diferencias y la relación entre átomos, moléculas y moles,
ahora es necesario entender cómo es la interacción de estas especies en una reacción química y
qué procesos ocurren allí. Una reacción química es un proceso mediante el cual una sustancia inicial
cambia para formar una o más sustancias nuevas. Una ecuación química es una igualdad donde
el signo (=) es reemplazado por una flecha (=) que se lee “produce” (Chang, 2010). Las especies
químicas que aparecen antes de la flecha son las sustancias iniciales de una reacción química y son
llamados reactivos, y las que aparecen después, que son sustancias formadas como resultado de la
reacción química, son los productos.
Reactivos  productos
¿Sabía qué...?
Cuando se construye un automóvil, se construye una red de telecomunicaciones, se
hace una mezcla x para formular un medicamento o quizás algo tan simple como hacer
un postre, se siguen un conjunto de instrucciones las cuales indican cuáles son los
materiales por usar, la cantidad y las proporciones. En química, una ecuación química
indica cuáles son los reactivos que se requieren y los productos que resultarán.
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En una reacción química los átomos siguen conservando su identidad, es decir, su estructura interna
no cambia, solo se rompen algunos de los enlaces que unen los átomos en cada molécula, se forman
otros y, finalmente, se obtiene una nueva sustancia debido a que las moléculas que conformaban las
sustancias iniciales se reorganizan. Una ecuación química expresa una proporción de combinación
en moles (Chang, 2010). Es decir, determinado número de moles de un compuesto o elemento se
hace reaccionar con determinado número de moles de otro compuesto o elemento (reactivos) para
producir una cantidad determinada de otra sustancia (productos). La cantidad de cada reactivo y
producto es indicada por el coeficiente estequiométrico, tal y como se muestra en la ecuación:
2H2
+O2
 2H2
O
Aquí el hidrógeno y el oxígeno son los reactivos que son las sustancias iniciales en una reacción
química, y el agua es el producto, es decir, la sustancia formada. Una ecuación es entonces la
descripción abreviada en el lenguaje de la química para hacer alusión a una reacción química.
Balancear una ecuación química es igualar el número de cada tipo de átomos antes y después de la
flecha. Es decir, igualar la cantidad de átomos de cada tipo tanto de los reactivos con los productos,
cumpliendo así con la ley de la conservación de la masa.
2.1. Ley de la conservación de masas
En cualquier reacción química la cantidad total de materia en los reactivos es igual a la cantidad
total de materia en los productos. Si todos los reactivos se pesaran tendrían una masa total igual a la
masa total de los productos. La ley indica que no hay cambio en la masa total de las sustancias que
reaccionan químicamente (Brown, Lemay y Bursten, 1998).
Para conseguir esta igualdad se hace uso de coeficientes estequiométricos, estos son números
grandes que se colocan delante de los símbolos o fórmulas para indicar el número de moles de cada
sustancia participante (Chang, 2010). Si se modifican los coeficientes estequiométricos cambiará la
cantidad de sustancia (moles), pero lo que no se deben modificar son los subíndices, porque al hacerlo
se estaría modificando la composición de una molécula participante, entendiéndose, así como una
sustancia completamente diferente.
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Figura 3. Representación de una reacción química en una ecuación química
Fuente: elaboración propia
Luego de identificar los reactivos y productos se comienza a balancear la ecuación, haciendo un
conteo del número y tipo de átomos que hay en cada lado, de la siguiente manera:
1. El balanceo de la ecuación comienza probando diferentes coeficientes en cada una de las
sustancias, con el fin de igualar el número de átomos de cada elemento en ambos lados de
la ecuación. Se pueden cambiar los coeficientes (estos son los números que preceden las
fórmulas), pero no los subíndices (que son los números que hacen parte de las fórmulas). Si
se cambian los subíndices cambia la naturaleza química de la sustancia, por lo tanto, es una
sustancia completamente diferente.
2. Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación con
igual número de átomos, las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo
coeficiente. Por tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de dichos elementos en este
momento. Luego se buscan los elementos que aparecen solo una vez al lado de la ecuación, pero
con diferente número de átomos. Se balancean estos elementos. Por último, se balancean los
elementos que aparecen en dos o más fórmulas de un mismo lado de la ecuación.
3. Se verifica que la ecuación esté correctamente balanceada para asegurarse que hay el mismo
número en total de cada tipo de átomos a cada lado de la ecuación.
Es importante aclarar algunos puntos para lograr una mejor comprensión de este tema:
A. Una ecuación química está escrita en moles, en átomos, moléculas, electrones, protones o
neutrones y se lee en moles, en átomos, moléculas, electrones, protones o neutrones, y solo
puede ser consultada en moles, en átomos, moléculas, electrones, protones o neutrones. Por
ahora es muy importante tener claridad de los moles.
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B. Balancear significa igualar el número de moles de átomos a cada lado de la flecha. Para
balancear, solamente se pueden modificar los coeficientes estequiométricos. Un ejemplo
práctico para explicar el balanceo es el siguiente. Se tiene una botella de soda que está
compuesta de la siguiente manera: una botella de vidrio (B), una tapa (T) y dos etiquetas (2E).
La fórmula seria la siguiente:
1B+1T+2E  BT2E
C. Es decir, que se tiene un mol de botellas de soda BT2E, entonces también tendría un mol de
botellas de vidrio, un mol de tapas y dos moles de etiquetas. Y que se pueden tener moles de
moléculas como moles de botellas. De esta manera, se puede entender que la igualdad está en
número de átomos y no en número de moléculas. El siguiente ejemplo aporta un dato real de
química con la siguiente ecuación:
H2
+O2
 H2
O
D. Está desbalanceada, ya que en el lado izquierdo existen 2 moles de hidrógenos y 2 moles de
oxígenos, mientras que en el derecho hay 2 moles de hidrógeno y 1 mol de oxígeno. Falta 1
oxígeno al lado derecho. Intentar balancear la ecuación quitando el 2 que acompaña al oxígeno
de la izquierda, de la siguiente manera:
H2
+O  H2
O
E. Es incorrecto, porque es una ecuación balanceada, ha cambiado una de las especies químicas, y la
proporción sigue siendo la misma. Antes se tenía oxígeno molecular O2 y ahora oxígeno atómico
O. Cada una de estas especies tiene una reactividad y comportamiento químico muy diferente. En
la ecuación balanceada se tienen 3 moles al lado izquierdo de la flecha, y 2 moles al lado derecho.
Esto confirma que la igualdad no existe en número de moléculas sino en número de átomos, 4H y
2O a cada lado de la ecuación. Matemáticamente la ecuación también está balanceada:
H2
+ 0.5 O2
 H2
O
Para algunos autores el coeficiente decimal del oxígeno es incorrecto, porque no pueden tener media
molécula de oxígeno, pero hay que recordar que la ecuación está escrita en moles, no en moléculas.
Haciendo referencia a la analogía que se usó anteriormente, no se puede ir al supermercado a
comprar medio limón, pero sí media docena de limones. En conclusión, para balancear una ecuación
química se modifican los coeficientes estequiométricos que corresponden a los números que
anteceden a cada compuesto, no se pueden modificar los subíndices de los átomos que conforman el
compuesto porque estaría cambiando la sustancia implicada en la reacción (Chang, 2010). Para fines
prácticos de este módulo solo se verá el balanceo de ecuaciones por método de tanteo.
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3. Estequiometría
Como se dijo anteriormente, la estequiometría puede considerarse como el estudio cuantitativo de
las reacciones químicas, es decir, que, si se sabe la cantidad de los reactivos, se puede determinar
la cantidad de productos que se obtiene y viceversa. Esta es una pregunta básica que surge
en el laboratorio. ¿Y ahora qué se pesa o mide de cada una de las sustancias? Es aquí donde la
estequiometría provee las herramientas cuantitativas o de cantidad. Lo primero que se debe hacer
en un ejercicio de estequiometría es balancear la ecuación. Se tiene el siguiente ejemplo, donde lo
primero que se debe hacer es el balanceo de la ecuación:
Mg + HCl  MgCl2
+ H2
En el lado izquierdo de la ecuación hay: 1Mg, 1H y 1Cl. Al lado derecho 1Mg, 2Cl y 2H. La igualdad se
logra fácilmente agregando un 2 al HCl, así:
Mg + 2HCl  MgCl2
+ H2
Tal como está escrita la ecuación balanceada indica los moles que interactúan en la reacción. Es así
como 1 mol de magnesio reacciona con 2 moles de ácido clorhídrico para producir 1 mol de cloruro de
magnesio y 1 mol de hidrógeno molecular.
Mg + 2HCl  MgCl2
+ H2
1 mol 2 mol  1 mol 1 mol
Ahora suponga que debe hallar la cantidad en gramos de cloruro de magnesio que se obtienen a partir
de 5.0 g de Mg. Entonces:
1. Verificar que la reacción esté balanceada. Cuadro 1.
1
1Mg + 2HCl  1MgCl2
+ 1H2
2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles).
Cuadro 2.
3. Utilice los coeficientes estequiométricos para hacer la relación estequiometría (en moles).
Cuadro 3.
4. Convierta los moles del producto en gramos (u otras unidades de producto). Cuadro 4.
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2 3 4
Recuerde que 1 mol de Mg pesa 24.3 g y que 1 mol de MgCl2
pesa 95.2 g. entonces a partir de 5.0 g
de Mg se producen 19.6 g de MgCl2
.
5. Tenga en cuenta que en ocasiones se solicita que se determine la cantidad de reactivo con una
cantidad conocida de producto, y en este caso los pasos pueden invertirse. Así pues, se puede
hacer estequiometría entre productos y productos, entre reactivos y reactivos, entre reactivos y
productos y viceversa.
4. Reactivo limitante
Generalmente no se tienen las cantidades exactas de reactivos de acuerdo con las proporciones
que se indican en las ecuaciones químicas, por esto es necesario definir el reactivo límite que, como
su nombre lo indica, limita la cantidad de productos que serán obtenidos y corresponde al reactivo
que se consume primero y en su totalidad. Es decir que una vez que han reaccionado diferentes
cantidades de reactivos, uno de ellos se acabará primero y limitará la generación de más productos
(Brown et al., 1998). El reactivo que queda disponible se denomina reactivo en exceso. Como este
concepto puede ser de difícil comprensión, veremos unas analogías sencillas para explicarlo.
Piense en el siguiente ejemplo para comprender el reactivo límite. Cuando hace un sándwich de
queso para el desayuno necesitas 2 rebanadas de pan y 1 tajada de queso para cada sándwich. Como
ecuación se podría escribir de la siguiente manera:
2 rebanadas de pan + 1 tajada de queso  1 sándwich de queso
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Si resulta que se tienen 8 rebanadas de pan y 3 de queso, solamente se podrán preparar 3 sándwiches
de acuerdo con la configuración mencionada en la figura, y sobrarán 2 rebanadas de pan. De forma
similar, la disponibilidad de reactivos en una reacción química puede limitar la cantidad de producto
que se forma. En muchas reacciones, los reactivos no se combinan en cantidades que permitan a cada
uno acabarse exactamente al mismo tiempo (Harwood, 2003).
Cómo mejorar...
Si usted ha sido designado para elaborar loncheras con la siguiente composición: 2 jugos,
1 sándwich y 12 uvas, ¿cuántas loncheras puede armar con 20 jugos, 10 sándwiches y 120
uvas? La respuesta obviamente es 10 loncheras. ¿Qué sucedería, en cambio, si usted tiene
6 jugos, 5 sándwiches y 48 uvas? Solamente 3 loncheras serán armadas, ya que la cantidad
de jugos limitó el proceso.
Un ejercicio típico de reactivo límite indica ambas cantidades de los reactivos. En ese caso se procede
de la siguiente manera.
1. Pasar las cantidades de ambos reactivos a moles.
2. Dividir esas moles por el número del coeficiente estequiométricos correspondiente a cada reactivo.
3. El reactivo que obtenga el resultado numérico menor es el reactivo límite.
Ahora un ejemplo químico. El metano se combina con oxígeno en una reacción de combustión, para
dar dióxido de carbono y agua, según la siguiente ecuación balanceada:
1CH4
+ 2O2
 1CO2
+ 2H2
O

X
¿Cuántos gramos de dióxido de carbono CO2 se pueden obtener con 10.0g de metano CH4, y
10.0g de oxígeno O2?
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El reactivo limitante es entonces el oxígeno:
A continuación, se encuentran una serie de pasos con el fin de mejorar su estrategia de cálculo, tenga
en cuenta:
1. Escribe una ecuación balanceada de la reacción.
2. Convierta la cantidad conocida del reactivo (en gramos u otras unidades) a número de moles.
3. Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del
producto formado.
4. El número de moles de producto formado de menor valor con cada uno de los reactivos será el
reactivo límite. El otro será el exceso.
5. Convierta los moles del producto en gramos (u otras unidades de producto).
6. Tenga en cuenta que en ocasiones solicitan que se determine la cantidad de reactivo con una
cantidad conocida de producto, y en este caso los pasos pueden invertirse y debe conocer quién
es el reactivo límite.
5. Reactivo en exceso
Son los reactivos presentes en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con la cantidad de
reactivo limitante. Sera entonces el pan del sándwich. En el caso anterior de las loncheras se tienen 6
jugos, 5 sándwiches y 48 uvas, estos valores se dividen por la solicitud de loncheras a armar, 6/2=3, 5/1=5,
48/12=4. El número mayor es 5, que es el correspondiente a los sándwiches. Por lo tanto, este es el
reactivo limitante. Otro ejemplo típico para explicar el reactivo en exceso es una fiesta. Llegan 9 hombres
y 18 mujeres, cada hombre en la pista solo podrá sacar a bailar una mujer, es decir que solo se podrán
formar 9 parejas y las otras 9 mujeres se considerarán en exceso. Para este caso las 9 mujeres serían el
reactivo en exceso. El ejemplo químico teniendo en cuenta el ejercicio se muestra a continuación.
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El metano se combina con oxígeno en una reacción de combustión, para dar dióxido de carbono y
agua, según la siguiente ecuación balanceada:
CH4
+ 2O2
 CO2
+ 2H2
O

X = mol
¿Cuántas moles de dióxido de carbono puedo obtener con 0,5 mol de metano, y 0,5 mol de oxígeno?
El procedimiento es el siguiente:
0.5 mol de metano /1=0.5 mol.
0.5 mol de oxígeno/2=0.25 mol, el reactivo en exceso es el metano.
6. Rendimiento
Hasta este punto los cálculos han considerado que la cantidad de producto es la máxima cantidad
posible o 100%. En otras palabras, se supone que todos los reactivos cambiaban completamente a
productos. Y aunque esta sería una situación ideal por lo general no ocurre. El rendimiento de una
reacción se ve afectado por las condiciones del proceso en la práctica se deben controlar muchas
variables como lo son, la concentración, la presión, la temperatura, el pH, el tiempo de agitación, el
tiempo de residencia, la velocidad de la reacción e incluso el diseño del reactor (Chang, 2010).
El rendimiento puede ser real y teórico. La cantidad de reactivo limitante presente al inicio de una
reacción determina el rendimiento teórico, el máximo, el ideal de la reacción, es decir, la cantidad de
producto que se obtendrá si reacciona todo el reactivo limitante. Sin embargo, esas condiciones como
se nombró son ideales, y en la práctica es mucho menor ese rendimiento y a esta condición se le llama
rendimiento real, esto también porque casi siempre es imposible poder recuperar todo el producto
de la mezcla en reacción, y es aquí donde se le asocia un rendimiento teórico con el real calculado
(Brown et al., 1998). La ecuación que describe esta situación es la siguiente:
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El intervalo de porcentaje de rendimiento fluctúa entre 1 % a 100 %. Una de las funciones de
los químicos es precisamente hacer que los rendimientos sean cada vez mayores. En la práctica
se obtienen menos productos de los que se prevén; en la teoría los motivos más importantes de
la transformación parcial, y por lo tanto la disminución en el rendimiento de la reacción, se da
básicamente por tres factores. El primero es la pureza del reactivo que a escala laboratorio se requiere
ser de grado analítico; segundo, que se produzcan reacciones secundarias con los productos; tercero,
que la reacción sea de equilibrio (Chang, 2010). A continuación, se encuentran una serie de pasos
con el fin de mejorar su estrategia de cálculo:
1. Escriba las cantidades dadas y deseadas.
2. Escribe un plan para calcular la producción teórica y el rendimiento porcentual.
3. Escribe la masa molar para el reactivo y el factor mol-mol a partir de la ecuación balanceada.
4. Resuelva para la razón del rendimiento porcentual al dividir la producción real (dada) entre la
producción teórica X 100.
¿Cuántos gramos de CO2
se producen a partir de la reacción de combustión de 90 gramos de
metano teniendo un porcentaje de rendimiento de la reacción de un 80 %?
Teniendo en cuenta la estrategia de cálculo anteriormente mencionada, se muestran las cantidades
dadas y las deseadas:
80%
CH4
+ 2O2
 CO2
+ 2H2
O

X = mol
Teniendo en cuenta que todas las especies están en estado gaseoso y no se proporcionan datos
de cambios de presión o temperatura, solo se va a tener en cuenta el valor del rendimiento de la
reacción.
Luego, hay que calcular la cantidad conocida en moles, para lo cual se hará uso del peso molecular
16.01g/ mol de CH4
.
90g de CH4
*
13

Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto
formado, seguido a esto, se pasa el valor a gramos teniendo en cuenta para este caso el peso
molecular del dióxido de carbono.
Si la relación fuera del 100 % el valor es 247.35g. Se tiene el porcentaje de rendimiento que es del 80
% es decir que hay que despejar de la ecuación el rendimiento real.
7. Pureza
Se puede considerar que pureza es el grado de concentración de átomos del mismo elemento, es
decir una sustancia 100 % pura tiene todos sus átomos iguales. Las sustancias químicas pueden
contener impurezas tales como metales pesados, inertes, entre otros, generalmente estos grados
de pureza vienen registrados en las hojas de seguridad de los reactivos, y cuando se realizan cálculos
estequiométricos se deben aplicar estos cálculos con el fin de llegar a un resultado más exacto,
entendiendo qué trazas o contaminantes diferentes pueden alterar la calidad del reporte numérico
(Chang, 2010).
La pureza es una expresión de los gramos puros de una sustancia que hay en una muestra. Y siempre
se da en porcentaje porque se asume que de cada 100 gramos de una muestra ya sea liquida, solida
o gaseosa, hay una cantidad pura en gramos de una sustancia. Por ejemplo, si una botella de HCL,
acuoso, dice que ese acido tiene una pureza del 37%, se debe interpretar que por cada 100 gramos de
ese acido 37 gramos son puros, o sea hay 37 gramos de HCl, el resto puede ser agua o trazas de otros
ácidos que no serían de interés.
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Otro ejemplo, sería tener 60g de Cobre con una pureza del 80%, lo cual significa que, de cada 100
gramos de ese material, 80 gramos serian puros, y al escalarlo a los 60 gramos reales se tendrían 48
gramos puros, el resto pueden ser trazas de otros metales o impurezas inerte que tampoco serian de
interés (Chang, 2010). La pureza es importante porque interfiere en el rendimiento de la reacción,
pues los moles puros son quienes finalmente reaccionan químicamente, y si un reactivo es altamente
puro, hay garantía de que más moles puras entren a reaccionar y el rendimiento de la reacción sea
mayor, a que si se tiene un reactivo con muchas impurezas.
Para este ejemplo se tiene que el metano está al 80 % de pureza, halle los gramos de CO2 que se
producen a partir de la reacción de combustión de 90 gramos de metano.
Luego hay que calcular la cantidad conocida en moles, para lo cual se hará uso del peso molecular
16.01g/ mol de CH4.
72 g de CH4
*
Utilice la relación molar de la ecuación balanceada para calcular el número de moles del producto
formado, seguido a esto, se pasa el valor a gramos teniendo en cuenta para este caso el peso
molecular del dióxido de carbono.
moles
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Referencias
Brown, T. L., Lemay, H. E. y Bursten, B. E. (1998). Química: La ciencia central. (Séptima edición).
México: Prentice Hall.
Chang, R. (2010). Química. (Décima edición). México: Editorial McGraw-Hill.
Harwood, P. (2003). Química: química general. (Octava edición). Madrid: Prentice Hall.
Referencias de imágenes
MachoCarioca. (2006). Astronauta Charles Duke, da Apollo 16. [Ilustración]. Recuperado de https://
commons.wikimedia.org/wiki/File:Apollo16.jpg

INFORMACIÓN TÉCNICA
Módulo: Fundamentos de Química
Unidad 1: Lenguaje de la química y cálculos estequiométricos
Escenario 2: Cálculos estequiométricos
Autor: Viviana Trujillo Cuellar
Asesor Pedagógico: Diana Marcela Díaz
Diseñador Gráfico: Carlos Montoya
Asistente: Alejandra Morales
Este material pertenece al Politécnico Grancolombiano.
Prohibida su reproducción total o parcial.
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