Este documento trata sobre la estequiometría y conceptos relacionados como masa atómica, mol y peso molecular. Explica que la estequiometría es el procedimiento químico-matemático para determinar las cantidades de reactivos y productos en una reacción química. También define conceptos como masa, peso, masa atómica, mol y unidades de masa atómica usando al carbono-12 como patrón. Finalmente, introduce las leyes de conservación de masa, proporciones definidas y proporciones m

1. ESTEQUIOMETRIA

2. Estequiometría
Stoicheion (elemento)
Metron (medida)
El procedimiento químico-matemático por medio
del cual se determinan las cantidades de
reaccionantes y productos que intervienen en una
reacción química.

3. MATERIA
Es cualquier cosa que tiene masa y que ocupa un
espacio.
Masa: es una magnitud relacionada con la
e
cantidad de materia que tiene un objeto.
Peso: es la fuerza de atracción que posee los
e
cuerpos hacia la tierra.

4. Masa atómica (peso atómico)
¿De que depende la masa de un átomo?
Depende del número de electrones, protones y
neutrones que contiene el átomo.
¿Que es la masa atómica?
Es la masa de un átomo en unidades de masa atómica
(uma)

5. Masa relativa
Las masas atómicas son masas relativas
Un perro pesa 5 veces lo que 1 pollo

6. Masa relativa
Al comparar el MISMO NÚMERO de animales, su peso
sigue siendo diferente en proporción 5 a 1
12 perros pesan 5 veces lo que 12 pollos

7. Masa relativa
Al comparar el MISMO PESO de grupos de animales,
sus números son diferentes.
1 perro pesa lo mismo que 5 pollos

8. Masa relativa

9. Debido a que unos dulces pesan
más que otros, no se pueden
tener igual número de dulces
pesando la misma masa para
ambos dulces.
Sucede lo mismo para átomos o
moléculas
de
diferentes
sustancias.

10. Unidades de masa atómica carbono 12 como patrón
-Por acuerdo internacional un átomo del isótopo de carbono
(12), presenta exactamente una masa de 12 unidades de masa
atómica (u.m.a.)

11. Peso atómico-gramo
¿un átomo de 12C tiene masa de 12 u.m.a.?
1 mol de átomos de 12C = 12,00 g de 12C (peso
exacto por definición)
El peso atómico de un solo elemento (en u.m.a.)
es numéricamente igual a la masa (en gramos) de
un mol de átomos de ese elemento.
Masa atómica de Na pesa 23 u.m.a.
Peso atómico de Na pesa 23 g
Para cualquier elemento
masa atómica (u.m.a.) = peso atómico (g)

12. Mol y el número de Avogadro
Mol: es la cantidad de materia que contiene tantas entidades
elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como
átomos hay exactamente en 12 g (ó 0,012 kg) del isótopo de
carbono 12.
1 mol de átomos de 12C = 6,0221367 x 1023 partículas
Número de Avogadro

13. 1 mol de He 6,022 x 1023 partículas de He
M. a. de H: 1.008 uma
M. a. de He: 4.003 uma
M. a. de S: 32.07 uma
6.022 x 1023 átomos de H
6.022 x 1023 átomos de He
6.022 x 1023 átomos de S
M. a. (masa atómica)

14. 1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas
1 mol
6.02x1023
moléculas

15. 15
1 mol de
carbono
1 mol de
azufre
1 mol de
mercurio
1 mol de
cobre
1 mol de
hierro

16. Peso Fórmula (PF)
-El peso fórmula es la suma de los pesos atómicos
(en gramos) para cada elemento en una fórmula
química, contando cada uno el número de veces que
aparece en ella. Por ejemplo (PA; peso atómico)
H2SO4 (PF)=
=2(PA átomo H)+(PA átomo S)+ 4(PA átomo
O)
= 2(1,0 g) +(32,0 g) + 4 (16,0 g)
= 98,0 g

17. No. átomos
en la
fórmula
X Peso
atómico (g)
=Peso total de
cada elemento
(g)
1 Ca
X 40,1
=40,1
1C
X 12,0
=12,0
3O
X 16,0
=48,0
Peso formula
del CaCO3
=100,1

18. No. átomos
en la
fórmula
X Peso
atómico (g)
=Peso total de
cada elemento
(g)

19. Ejemplo
Calcular el PF de sacarosa C12H22O11

20. La masa en gramos de un mol de una sustancia es su peso
molecular. La masa en gramos de cualquier sustancia
siempre es numéricamente igual a su peso formula.
Ejemplo
¿Cuántos moles de He hay en 6,46 g de He?
Ejemplo
¿Cuántos gramos de C6H12O6 hay en 0,350 mol de C6H12O6?

21. Concepto de reacción química
“Es un proceso mediante el cual unas
sustancias (reactivos) se transforman en
otras (productos de la reacción) por la
reorganización de los átomos conformando
moléculas nuevas. Para ello es necesario
que rompan enlaces en las moléculas
originales y se formen enlaces nuevos”.

22. ¿Cómo nos damos cuenta que se produce una
reacción química?
Cuando al poner en contacto dos o más sustancias:
Se forma un precipitado
Se desprenden gases
Cambia de color
Se desprende o absorbe energía (se calienta o se
enfría el recipiente)

23. 23
2KI(ac) +
Pb(NO3)2(ac) → PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NO3-(ac)
Formación de precipitado

24. Una ecuación química es la representación de una
reacción mediante el uso de símbolos químicos para
mostrar lo que sucede durante una reacción química.
Tres maneras de representar la reacción de H2 con O2 para
formar H2O
Dos moléculas de hidrógeno
Una molécula de oxígeno
reactivos
Dos moléculas de agua
productos

25. Escritura de ecuaciones químicas

Una ecuación química debe contener:
•Todos los reactivos
•Todos los productos
•El estado físico de las sustancias
•Las condiciones de la reacción
CaCO3
∆
(s)
CaO + CO2
(s)
(g)
(g) Gas ; (l) líquido; (s) sólido ; (ac) solución acuosa

26. Tipos de reacciones químicas
Síntesis: A + B → C
Síntesis
26
2 H2 + O2 → 2 H2O
Descomposición
–Simple: A → B + C
CaCO3 → CaO + CO2
–Mediante reactivo:
AB + C → AC + BC
2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO +
Sustitución
2 SO2
(desplazamiento):
AB + C → AC + B
PbO + C → CO + Pb
Doble sustitución
(doble desplazamiento): HCl + NaOH → NaCl +
AB + CD → AC + BD
HO
2

27. Significado de la ecuación química
2 Mg + O2
2 MgO
2 átomos Mg + 1 molécula O2 produce 2 mol MgO
2 moles Mg + 1 mol O2 produce 2 moles de MgO
48.6 g Mg + 32.0 g O2 produce 80.6 g de MgO
NO ES
2 g de Mg + 1 g de O2 produce 2 g de MgO

28. 1 CH3CH2OH
+ 3 O2
1 mol de reaccionan
CH3CH2O
con
H
CO2
2
3 moles
de O2
para
dar
+
2 moles
de CO2
RELACIÓN MOLAR
H 2O 3
y
3 moles
de H2O

29. Leyes Estequiométricas
PRINCIPIO DE CONSERVACIÓN DELA
MASA.
KI
+
Pb(NO3)2
+
PbI2 + KNO3

30. Leyes estequiométricas
ANTOINE LAVOISIER
La conservación de la masa 1782
“la suma de las masas de
las sustancias
reaccionantes es igual a la
suma de las masas de los
productos de la reacción”
o bien: la materia ni se
crea ni se destruye solo
se transforma.

31. Leyes estequiométricas
1)
2)
3)
4)
2
HCl + NaOH → NaCl + H2O
C2H6 + O2
Na2CO3 +
5)
H2 + O2 → 2 H2O
CO2 + H2O
HCl → NaCl +
C3H8 +
O2 →
CO2 +
CO2 +
H2O
H2O

32. Ley de Proust
(Ley de las Proporciones Definidas, 1799)
“Un compuesto químico tiene siempre la
misma composición, es decir, la misma
proporción en masa de los elementos que lo
forman, independientemente del método
empleado para obtenerlo”.
.
A
B
mA
mB
mAB
AB
Proust:
mA
mB
= constante

33. La combinación de una misma cantidad de Carbono
(12 gramos) con distintas cantidades de Oxígeno.
C + O2 --> CO2
12 g de C + 32 g de O2 --> 44 g CO2
C + ½ O2 --> CO
12 g de C + 16 g de O2 --> 28 g CO
Se observa que las cantidades de oxígeno mantienen la
relación numérica sencilla (en este caso "el doble")
32/16 = 2

34. Ley de Dalton
(Ley de las Proporciones Múltiples)
• Si 2 elementos
Elementos A y B
forman diferentes
forman
compuestos, las
masas de uno de
ellos combinados
con una misma
Compuesto 1
Compuesto 2
masa del otro
guardan entre sí
mA + mB
mA + m’B
una relación de
Dalton:
números enteros y
mB
p
se trataría del
sencillos
=
≠ 1
mismo compuesto
m’B
q

35. Balance de una reacción química
Se llama balance a la búsqueda del número de
moles de reactivos y productos, de tal forma, que
el número de átomos de cada elemento tiene que
ser igual en los reactivos y en los productos.
¡CUIDADO! En el ajuste nunca pueden cambiarse
los subíndices de las fórmulas de reactivos o
productos.
Métodos de ajuste:
– Tanteo (en reacciones sencillas).
– Algebraicamente (en reacciones más complejas)
resolviendo un sistema de ecuaciones.

36. Balance de ecuaciones químicas
1. Escriba la fórmula(s) correcta para los reactivos en el
lado izquierdo y la fórmula(s) correcta para el
producto(s) en el lado derecho de la ecuación.
El etano reacciona con el oxígeno para formar dióxido de
carbono y agua
C2H6 + O2
CO2 + H2O
2. Cambie los números delante de las fórmulas (los
coeficientes) para hacer el número de átomos de cada
elemento el mismo en ambos lados de la ecuación. No
cambie los subíndices.
2C2H6
NO
C4H12

37. Balance de ecuaciones químicas
3. Empiece balanceando esos elementos que aparecen
sólo en un reactivo y un producto.
C2H6 + O2
2 carbonos
en la izquierda
CO2 + H2O
1 carbono
en la derecha
C2H6 + O2
2 hidrógenos
en la derecha
multiplicar CO2 por 2
2CO2 + H2O
6 hidrógenos
en la izquierda
empiece con C o H pero no O
C2H6 + O2
2CO2 + 3H2O
multiplicar H2O por 3

38. Balance de ecuaciones químicas
4. Balancee esos elementos que aparecen en dos o más
reactivos o productos.
C2H6 + O2
2CO2 + 3H2O
2 oxígenos 4 oxígenos + 3 oxígenos
(3x1)
en la izquierda
(2x2)
C2H6 + 7 O2
2
2C2H6 + 7O2
2CO2 + 3H2O
4CO2 + 6H2O
multiplicar O2 por 7
2
= 7 oxígenos
en la derecha
quite la fracción
multiplique ambos
lados por 2

39. Balance de ecuaciones químicas
5. Verifique para asegurarse de que tiene el mismo
número de cada tipo de átomo en ambos lados de la
ecuación.
2C2H6 + 7O2
4 C (2 x 2)
12 H (2 x 6)
14 O (7 x 2)
4CO2 + 6H2O
4C
12 H (6 x 2)
14 O (4 x 2 + 6)
Reactivos
Productos
4C
12 H
14 O
4C
12 H
14 O

40. Ejemplo: balancear la siguiente reacción:
HBr +Fe → FeBr3 + H2

41. Ejemplo: balancear la siguiente reacción:
HBr +Fe → FeBr3 + H2
Sean a, b, c y d los coeficientes (número de moles)
de los respectivos reactivos y productos.
a HBr + b Fe → c FeBr3 + d H2
H) a = 2d
Br) a = 3c
Fe) b = c
Sea d = 1; entonces a = 2, c = 2/3 y b = 2/3
Multiplicando todos los valores por 3 obtenemos
los siguientes coeficientes:
a = 6, b = 2, c = 2 y d = 3.
Por tanto la ecuación ajustada será:
6 HBr +2 Fe → 2 FeBr3 + 3 H2

42. Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método de tanteo:
a) C3H8 + 5O2 → 3 2 + 4 2O
CO
H
b) Na2CO3 + 2
HCl → 2 Cl + CO2 + H2O
Na
c) PBr3 + 3 H2O → 3HBr + H3PO3
3
d) CaO + C → CaC2 + CO
2
e) H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + HCl

43. Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método algebraico:
a)
KClO3 → KCl + O2
b) HCl + Al → AlCl3 + H2
c) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O

44. Ejercicio: Ajusta las siguientes ecuaciones
químicas por el método algebraico:
a) a KClO3 → b KCl + c O2
K) a = b;
Cl) a = b;
O) 3a = 2c
Sea a = 1. Entonces b = 1 y c = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2:
2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2
b) a HCl + b Al → c AlCl3 + d H2
H) a = 2d;
Cl) a = 3c;
Al) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1, a = 3 y d = 3/2
Multiplicando todos los coeficientes por 2:
6 HCl + 2 Al → 2 AlCl3 + 3 H2

45. Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación
químicas por el método algebraico:
a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O
H) a = 2e; N) a = 2c + d;
O) 3a = 6c +d + e;
Cu) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda:
a = 2e;
a = 2 + d;
3a = 6 + d + e;
Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo
queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
Multiplicando todos los coeficientes por 3:
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de
la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O
(8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu

46. Ejercicio: Ajusta las siguiente ecuación
químicas por el método algebraico:
a HNO3 + b Cu → c Cu(NO3)2 + d NO + e H2O
H) a = 2e; N) a = 2c + d;
O) 3a = 6c +d + e;
Cu) b = c
Sea c = 1. Entonces b = 1 y el sistema queda:
a = 2e;
a = 2 + d;
3a = 6 + d + e;
Sustituyendo a: 2e = 2 + d; 6e = 6 + d + e
Sistema de dos ecuaciones con dos incógnitas que resolviendo
queda: e = 4/3; d= 2/3 con lo que a = 8/3
Multiplicando todos los coeficientes por 3:
8 HNO3 + 3 Cu → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Comprobamos el nº de átomos de cada tipo antes y después de
la reacción: 8 átomos de H (4 ·2), 8 de N (2·3 +2), 24 de O
(8·3= 3·2·3 +2 +4) y 3 de Cu

47. Estequiometría de una reacción química
Es la proporción en moles en la que se
combinan los distintos reactivos y en la que
se forman los distintos productos de la
reacción.
Una vez determinado el número de moles
de reactivos y productos (ajuste de la
reacción) se puede hacer el cálculo en masa
(gramos) o en volumen (litros) en el caso de
gases o disoluciones.

48. Cálculos estequiométricos
Moles de
reactivo
Masa de
reactivo
Masa de
reactivo
Moles de
producto
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Moles de
reactivo
Moles de
producto
Masa de
producto
1. Escriba la ecuación química balanceada.
2. Convierta cantidades de sustancias conocidas en moles.
3. Use los coeficientes en la ecuación balanceada
4. Para calcular el número de moles de la cantidad buscada
convierta los moles de la cantidad buscada en las
unidades deseadas.

49. Tipos de cálculos estequiométricos.
Con moles.
Con masas.
Con volúmenes (gases)
– En condiciones normales.
– En condiciones no normales.
Con reactivo limitante.
Con reactivos en disolución (volúmenes).

50. El metanol se quema en el aire de acuerdo con la ecuación
CH3OH + O2
CO2 + H2O
Si 209 g de metanol se agotan en la combustión,
¿qué masa de agua se produce?

51. Ejemplo: En la reacción :
HBr + Fe → FeBr3 + H2 ¿qué cantidad de HBr
reaccionará con 10 g de Fe y qué cantidades de
FeBr3 e H2 se formarán?

52. ¿Qué masa de hidrógeno puede producirse
haciendo reaccionar 6 mol de aluminio con ácido
clorhídrico?
Al +HCl --> AlCl3+ H2
¿Cuántos gramos de nitrato de plata se necesitan
para producir 0.25 mol de sulfuro de plata?
AgNO3 + H2S --> Ag2S + HNO3

53. Ejercicio: Se tratan 40 g de oxido de aluminio,
con suficiente disolución de ácido sulfúrico en agua
para que reaccione todo el óxido de aluminio y se
forme sulfato de aluminio y agua. Calcula los moles
del ácido que se necesitan y la masa de sulfato que
se forma. Datos (u):
Mat(Al) = 27, Mat(S) = 32, Mat(O) = 16, Mat(H) = 1
la reacción química es:
Al2 O3 + 3 H2SO4 ————→ Al2(SO4)3 + 3 H2 O

54. Dada la siguiente reacción, ¿cuántos gramos de
HNO3, se necesitan para producir 8.75 g de
monóxido de dinitrógeno?
Zn + HNO3 --> Zn(NO3)2 + N2O+ H2O

55. Reacciones con reactivo limitante
Hay veces que nos dan más de una cantidad
de reactivos y/o productos.
En estos casos, uno de los reactivos quedará
en exceso y no reaccionará todo él.
El otro reactivo se consume totalmente y se
denomina reactivo limitante, ya que por
limitante
mucho que haya del otro no va a reaccionar
más.

57. Reactivo limite
Antes del inicio de la reacción
Reactivo limitante
Reactivo en exceso
Después de completada la reacción
6 verdes agotados
6 rojas sobre la izquierda

59. Ejemplo:
En un proceso, 124 g de Al reaccionan con 601 g de Fe2O3
2Al + Fe2O3
Al2O3 + 2Fe
Calcular la masa de Al2O3 formada.

60. Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio
metálico con 9 g de agua. Determina cuál de
ellos actúa como reactivo limitante y qué masa
de hidróxido de sodio se formará? En la
reacción se desprende también hidrógeno
Na + H2O → NaOH + H2

61. Ejemplo
SO2(g) + O2(g) + H2O(l)
H2SO4(ac)
¿Cuánto H2SO4 se puede formar a partir de 5 moles
de SO2, 2 moles de O2 y una cantidad ilimitada de
agua?

62. Ejemplo
¿ Qué cantidad de productos se formará a partir de 3.50 g
de Na3PO4 y 6.40 g de Ba3(PO4)2 ?
Na3PO4(ac) + Ba(NO3)2(ac)
Ba3(PO4)2(s)+ NaNO3(ac)

63. ¿cuántos gramos de bromuro de plata se pueden
formar cuando se mezclan soluciones que
contienen 50 g de MgBr2 y 100 g de AgNO3?
MgBr2(aq) + AgNO3 --> AgBr+ Mg(NO3)2 (aq)
¿cuántos gramos de AgNO3
no reaccionaron en la
reacción anterior?

64. Ejemplo: Hacemos reaccionar 10 g de sodio
metálico con 9 g de agua. Determina cuál de
ellos actúa como reactivo limitante y qué masa
de hidróxido de sodio se formará? En la
reacción se desprende también hidrógeno
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
46 g — 36 g ——— 80 g
10 g — m(H2O) — m(NaOH)
⇒ m(H2O) = 7,8 g
lo que significa que el sodio es el reactivo limitante y
que el agua está en exceso
(no reaccionan 9 g – 7,8 g = 1,2 g)
m (NaOH) = 80 g · 10 g / 46 g = 17,4 g

65. Ejercicio: Hacemos reaccionar 25 g de nitrato de
plata con cierta cantidad de cloruro de sodio y
obtenemos 14 g de precipitado de cloruro de
plata. Averigua la masa de nitrato de plata que no
ha reaccionado.
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3

66. El rendimiento en las reacciones químicas
En casi todas las reacciones químicas suele
obtenerse menor cantidad de producto de la
esperada a partir de los cálculos estequiométricos.
Esto se debe a:
– Los reactivos no se convierten completamente en los
productos
– Perdida del producto al manipularlo.
– Condiciones inadecuadas de la reacción.
– Reacciones paralelas que forman otros productos.

67. mproducto (obtenida)
Rendimiento = ———————— · 100
mproducto (teórica)
Masa teórica es la cantidad de producto que
resultaría si todo el reactivo se convirtiera en el
producto deseado.
Masa obtenida es la cantidad de producto que en la
práctica se obtiene.

68. Ejemplo
El ácido adípico, H2C6H8O4; se fabrica por reacción
controlada entre ciclohexano, C6H12 y O2
C6H12 + O2 → H2C6H8O4 + H2O
-partimos con 25.0 g de ciclohexano y que éste es el
reactivo limitante. Calcular
Rendimiento teórico de ácido.
-si se obtienen 33.5 g de ácido en la reacción, calcule el
porcentaje de rendimiento

69. Problema
Cuando la metilamina CH3NH2 se trata con ácido
ocurre la siguiente reacción:
CH3NH2(ac) + H+(ac) → CH3NH3+(ac)
Cuando 3 g de metilamina reaccionan con 0.1 mol de
H+, se producen 2.6 g de CH3NH3+. Calcular el
porcentaje de rendimiento.

70. Calcular la cantidad de CCl4 que se puede
obtener al reaccionar 100 g de disulfuro de
carbono y 100 g de cloro. ¿Cuál es el
rendimiento porcentual de la reacción si en
realidad se obtienen 65 g de CCl4.
CS2 + Cl2 --> CCl4 + S2Cl2

71. La nitroglicerina es un explosivo muy potente.
Su descomposición se puede representar por
C3H5N3O9 --> N2+ CO2+ H2O + O2
a) ¿cuál es la máxima cantidad de O2 en gramos
que se obtendrá a partir de 2 x 102 g de
nitroglicerina?
b) Calcule el porcentaje de rendimiento de esta
reaccion si se encuentra que la cantidad de O2
producida fue de 6.55 g

72. Pureza de los reactivos
La mayor parte de las sustancias no suelen
encontrarse en estado puro.
Se llama pureza al % de sustancia pura que
tiene la muestra.
m (sustancia pura)
% Pureza = ———————— · 100
m (muestra)
Ejemplo: Si decimos que tenemos 200 g de
NaOH al 96 %, en realidad sólo tenemos
96
200 g · ——— = 192 g de NaOH puro
100

73. Ejemplo: El dióxido de carbono, CO2 (PM = 44.0 g)
se obtiene en la combustión de el metano, CH4 (PM
= 16.0 g) con el oxígeno, O2 (PM = 32.0 g). Otro
producto de la reacción es agua (PM = 18.0 g).
¿Cuántos g de monóxido de carbono se obtienen
cuando reaccionan 1220 g de metano al 80% de
pureza con 5000 g de oxígeno al 95% de pureza?
La reacción que representa la ecuación es:

74. Referencias
-Chang, Raimond. Química. 7ª ed. McGraw-Hill. México. 2003.
-Petrucci, R. H.; Harwood, W. S. y Herring, F. G. Química
General. 8ª ed. Prentice Hall. Madrid. 2003.
-Gutiérrez, Alexander; Gutiérrez, Roberto. Química General I, II y
III. Universidad Tecnológica del Chocó. Quibdó. 1999.
-Whitten W.; Kenet, Davis E. Raymond; Peck, Larry M. Química
general. 5a ed. McGraw-Hill. España. 1998.
-Brown, L.; Theodore, Lemay.; Eugene H, Jr.; Bursten E. Bruce.
Química La ciencia central. 7a ed. Prentice Hall. Mexíco. 1997.
-Ebbing , Darrell D. Química general. 5a ed. McGraw-Hill.
México.1997.
-Daub, Willian; Seese, Willian. Química. 7a ed. Pearson. México.
1996.
http://www.monografias.com/trabajos39/ecuacionesquimicas/ecua
ciones-quimicas2.shtml#mecan