Lab 3 y 4 inorgánica

March 20, 2019 | Author: AnnaAncieta | Category: Chemical Equilibrium, Salt (Chemistry), Solubility, Chemical Reactions, Chemical Elements
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LABORATORIO LABORATORIO N°3 y 4

QUIMICA INORGANICA

PREPARACION DE SALES DE COBRE



EQUILIBRIO QUIMICO





Alumnos: Ancieta Sosa, Ana Cerrón Córdova, Cristhian Díaz Sánchez, Juana Salazar Recuay, Jorge

Profesor: Hinostroza

Sección: C1-B

2018-ll



I. 



  



II.

OBJETIVOS

Obtener e identificar sales de Nitrato de Cobre, Carbonato de Cobre y Sulfato de Cobre a partir de reacciones con una muestra sólida de Cobre (II) Determinar el rendimiento de la reacción para la obtención de Sulfato de Cobre (II). Analizar el equilibrio químico qu ímico cuando se perturba Analizar el cambio físico en las reacciones. Observar y analizar el efecto que tiene la variación de la concentración de los reactivos y productos en equilibrio químico Observar y analizar el efector que tiene de la variación en el equilibrio químico de una reacción determinada

INTRODUCCION

Al obtener un aumento de un reactante nos damos cuenta de que los colores pueden variar ya que la reacción busca que todo el sistema este en equilibrio, pero si alteramos solo un poco esto puede cambiar ya sea en su color o en el aspecto en que se pueda observar. Cuando se le aumenta mas de los reactantes podemos ver que en la reacción se va inclinar hacia la derecha, pero si aumentamos el producto esta se va hacia la izquierda, que quiere decir con eso, que así sucede cuando la reacción busca el equilibrio que estaba anteriormente. También nos podemos dar cuanto el tubo de ensayo patrón es muy diferente a los tubos de ensayo que lo hemos agregado otros reactantes. En las reacciones a realizar en esta práctica, mediante la utilización de reactivos utilizados se observó el comportamiento de reacciones que cuentan con características que suceden en el equilibrio químico, mediante la adición de otro compuesto que puede llevar a la reacción que llegan a modificar bien sea las concentraciones de los reactivos o productos y a través de la temperatura ya sea T° alta y T° menor que la de ambiente o viceversa, utilizando un recipiente de agua con hielo. La característica más notable de un sistema en equilibrio en su habilidad para regresar al equilibrio después de un cambio de condiciones modifica este estado. Y para conservar el estado se define por el principio de Le Chatelier. Los cambios en las condiciones que se dio en el laboratorio de forma experimental se observó la alteración del balance balance y desplazamiento de la posición del equilibrio equilibrio para hacer que se forme una mayor o menor cantidad del producto que se desea. En las reacciones químicas dadas podemos comprobar experimentalmente que la conversación de una sustancia a otra es a dada de forma incompleta, además por lo general las reacciones realizadas son reversibles, de modo que este tipo de reacciones nos dan un estado de equilibrio en donde las velocidad de las reacciones directa e inversa son iguales

III.

MARCO TEORICO

Una sal es el compuesto químico formado por un catión (ion de carga positiva) y un anión (ion de carga negativa). Por otra parte, las sales se presentan ordinariamente en forma cristalina. En los cristales, los iones de las sales están ordenados en forma reticular según leyes geométricas definidas. Si se disuelve la sal en agua, se deshace esta ordenación geométrica y la sal queda liberada en sus constituyentes. La formación de una sal puede darse en una reacción de simple desplazamiento donde un Modelo de un cristal de sal común elemento reacciona con un compuesto para ocupar el lugar de uno de los elementos de ese compuesto, o doble desplazamiento donde los compuestos reactivos intercambian “parejas” entre sí para producir compuestos distintos ó    2()    () → 2()   ()

ó    ()  2() →  ()   ()

Cabe resaltar que ambos tipos de reacción, para la formación de una sal, pueden ser clasificados en sub-tipos de reacción:  



Reacción de neutralización. (Entre un ácido y una base) Reacción de óxido-reducción. (Hay cambios en el estado de oxidación de los elementos involucrados) Reacción de precipitación. (La sal formada puede, por efecto de la solubilidad,  precipitar)

Con respecto a este último punto, la solubilidad, se puede predecir si una sal precipitará de acuerdo a su conformación.















Todas las sales de los metales del grupo IA, los alcalinos y todas las sales amónicas son solubles. Todas las sales que contengan aniones nitrato (NO 3-), acetato (CH3COO-) y clorato (ClO3-) son solubles. Todos los cloruros, bromuros y yoduros son solubles, excepto los de Ag +, Pb2+ y Hg2+. Excepto los sulfatos de Ca 2+, Sr 2+, Ba2+, Hg22+ y Ag+, todos los demás sulfatos son solubles. Excepto los óxidos de los metales alcalinos y los de Ca 2+, Sr 2+ y Ba2+, los demás óxidos metálicos son insolubles. Excepto los hidróxidos de los metales alcalinos y los de Sr 2+ y Ba2+, los demás hidróxidos son insolubles. Todos los carbonatos, fosfatos, sulfuros y sulfitos son insolubles, excepto los de  NH4+ y los metales alcalinos.

Equilibrio químico

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones netas de reactivos y productos permanecen constantes. El equilibrio químico es, por tanto, un proceso dinámico. El equilibrio químico es importante para explicar un gran número de fenómenos naturales, y desempeña un papel importante en muchos procesos industriales. Para una reacción reversible de la forma Donde a, b, c y d son coeficientes estequiométricos de las especies reactivas

A, B, C y D, la expresión de la constante de equilibrio, a una temperatura dada, es:

Esta expresión se deduce de la ley de acción de masas que establece que para una reacción reversible en equilibrio, y a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos tiene un valor constante Kc llamado constante de equilibrio. Decimos que esta relación es la expresión de la constante de equilibrio. Los corchetes de la ecuación significan concentraciones molares. Principio LeChatelier

Si un cambio de equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración de algunos de los componentes el sistema desplaza su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación. Cambio de concentración de reactivo o producto.

-

Si un sistema químico esta en equilibrio y se agrega una sustancia (reactivo o  producto) la reacción se desplazara para reestablecer el equilibrio consumiendo  parte de la sustancia adicionada en caso contrario, si se extrae una sustancia reactiva o producto la reacción se lleva a cabo en el sentido que se forma la sustancia parcialmente removida. Cambio de temperatura.

-

Reacción endotérmica: Un aumento de temperatura a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción directa, eliminando parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción inversa, para proponer parte del calor perdido.

A + B + Calor ↔ C + D

Reacción exotérmica: Un aumento de temperatura a presión constante por adición de calor al sistema favorece la reacción inversa, eliminado por parte del calor suministrado. Un descenso de temperatura favorece la reacción directa, para reponer parte del calor  perdido.

A + B ↔ C + D + Calor

IV.

PROCEDIMIENTO

Experimento 1:

a.- En una balanza pesar 2 g de cobre y colocarlo en un vaso precipitado de 100 ml. Ir a la campana y le adicionamos 5 ml de ácido nítrico concentrado. Después de 10 min agregamos agua.  b.- Al vaso precipitado agregar 40 ml de agua destilada aproximadamente y adicionarle a eso 4 g de bicarbonato de sodio, luego llevar a un baño de agua helada.

c.- En otro vaso precipitado agregar 20 ml de agua destilada y 3 ml de ácido sulfúrico concentrado, esta mezcla lo vertemos al mismo vaso B, después llevar a la estufa y se obtuvo un sólido cristalino. Experimento 2:

a.- En un tubo agregar 1ml de Cr2O7 (-2) 0,1 M y analizamos, después vertemos gotas de H2SO4 4M y observamos que el color cambia  b.- En otro tubo de ensayo agregamos 1ml de Cr2O7 (-2) 0,1 M vertiendo NaOH 4M y observamos un cambio de color drástico. c.-En otro tubo de ensayo agregamos 1ml de CrO4(-2) 0,1 M y de igual manera, analizamos. Después vertemos al mismo tubo H2SO4 4M y observamos que el color cambia. d.-En otro tubo de ensayo con 1ml de CrO4 0,1 M vertemos NaOH 4M y vemos que el color cambia. Experimento 3:

a.-Primero en un vaso precipitado de ensayo se le va agregar FeCl 3, de ahí se le va agregar 1ml tiocianato de potasio KSCN.  b.-Vertimos en el vaso precipitado 50ml de H 2O, después de haber vertido el agua se le va dividir en 4 tubos de ensayo de cantidades iguales. c.-El primer tuvo no le vamos agregar nada será nuestro tuvo patrón. d.-Al segundo tuvo se le va verter 1 ml de FeCl 3. e.-Para el tercer tuvo se la va verter 1 ml KSCN0, 1M y en ultimo tubo de ensayo le vamos agregar NaOH 2M. Experimento 4:

a. En un tubo de ensayo agregamos 1g de . 6 .  b. En un segundo tubo de ensayo vertemos 5ml de +. c. En el siguiente tubo de ensayo agregamos 0.1g de . 6 , y añadimos 5ml de HCl. d. Posteriormente, a un siguiente tubo con la misma solución del tercer tubo colocamos gota a gota de agua destilada. e. En el último tubo de ensayo, contenido de . 6 , añadimos 5 ml de HCl, luego 0.1g de NaCl. f. Finalmente los tubos número 3,4 y 5 se coloca en agua helada por el tiempo de 3´, luego a temperatura de ambiente, luego a pasa a otro vaso de precipitado de agua caliente.

V.

DIAGRAMA DE FLUJO

Experimento 1

Experimento 2

Experimento 3

Se agregó FeCl3 en un vaso de  precipitado. Agregar 1 ml de KSCN.

Vertimos 50 ml de H2O en el vaso de  precipitado.

Se divide en 4 tubos de ensayo:

Experimento 4

N°1 se agrega 1g

Tubo de ensayo N°2 se vierte 5 ml

 . 6 

+ 

Tubo de ensayo

Tubo de ensayo N°3 se añade 0.1g

Posteriormente, Se vierte 5 ml de

 . 6 

HCl

Tubo de ensayo N° 4 se añade 0.1g

Se vierte 5 ml de HCl

 . 6 

Luego, se añade gota a gota de agua destilada

 . 6 

Tubo de ensayo N° 5 se añade 0.1g

Observando una coloración verde oscuro

Se vierte 5 ml de HCl

Luego, se pesa 0.1g de NaCl, y añadimos a la solución

Posteriormente, el tubo 3,4 y 5 se colocan en agua

Finalmente, pasa a ser introducido a un vaso de precipitado de agua caliente

VI.

OBSERVACIONES

Experimento 1 











Debido al efecto tóxico del Dióxido de Nitrógeno () formado en la primera reacción, se utilizó la campana extractora. Cobre sólido Cu (II) en reacción con Ácido nítrico concentrado ( HNO 3), generan desprendimiento de un gas marrón-rojizo de Dióxido de Nitrógeno (NO2) y una solución azul de Nitrato de Cobre Cu(NO 3)2 La solución de Cu(NO 3)2en reacción con bicarbonato de sodio NaHCO 3, forman un precipitado turquesa de Carbonato de cobre (II) CuCO 3 y efervescencia de Dióxido de carbono CO 2. El Carbonato de cobre CuCO3 en reacción con Ácido sulfúrico concentrado H2SO4, producen una solución ligeramente celeste de Sulfato de cobre CuSO 4. El Sulfato de Cobre, mezclado con etanol CH 3CH2OH precipita formando cristales turquesa de CuSO 4.5H2O. El producto final del experimento fue el Sulfato de Cobre pentahidratado  5 () .

Experimento 2 







Observamos que al verter las gotas de ácido sulfúrico concentrado una por una la reacción es lenta pero si vertemos las gotas en un solo movimiento se observa que la rápida reacción y de igual manera el hidróxido de sodio. El color de la mezcla de dicromato al interactuar con el ácido toma un color  parecido pero más fuerte. El color de la mezcla del cromato con el hidróxido toma un color diferente al del inicio, este toma un color amarillo El cromato mas el ácido sulfúrico toma un color anaranjado y con el hidróxido el color amarillo que tenía se vuelve más fuerte.

Experimento 3 



 

La formación que se quiere es la de ion hexakis(tiocianato)ferrato (III), de los cuales se va obtener mediante el ion de tiocinato de potasio con otro de cloruro férrico (III), que da un color amarillo; los iones tiosianato SCN - van a reaccionar con los iones de hierro (III) F3+, dando lugar al ion (Fe(SCN)) 3- de un color rojo. El cambio de color se debe a la formación de un complejo altamente estable de hierro con tiocianato (Fe (SCN)5), el equilibrio está altamente desplazado hacia la derecha por la formación de este complejo. La reacción fue de manera rápida porque se hizo un aumento de concentración. Al agregar 1 ml de KSCN produce un desplazamiento de la reacción hacia la formación de productos por la cual se intensifica más el color aumentando la concentración de la solución.







La intensidad del color marrón rojizo, nos indica la cantidad del ion [Fe(SCN) 6]3 en la mezcla del equilibrio. La mezcla al ser agitada se forma un precipitado el cual se queda permanece en el fondo del tubo de ensayo. Se formo un precipitado color amarillo al agregar NaOH, el Fe(OH) 3 es el sólido que precipita, debido a ello el Fe +3 disminuye su concentración.

Experimento 4 





Al obtener un aumento de un reactante nos damos cuenta de que los colores  pueden variar ya que la reacción busca que todo el sistema este en equilibrio,  pero si alteramos solo un poco esto puede cambiar ya sea en su color o en el aspecto en que se pueda observar. Cuando se le aumenta mas de los reactantes podemos ver que en la reacción se va inclinar hacia la derecha, pero si aumentamos el producto esta se va hacia la izquierda, que quiere decir con eso, que así sucede cuando la reacción busca el equilibrio que estaba anteriormente. También nos podemos dar cuanto el tubo de ensayo patrón es muy diferente a los tubos de ensayo que lo hemos agregado otros reactantes.

VII.

DISCUSION

Experimento 1

En el presente laboratorio, los 3 experimentos citados forman en realidad una sola experiencia dividida en 3 partes cuyo objetivo es la obtención de Sulfato de Cobre II (CuSO3). En la primera parte se mezcla una masa sólida de Cu (II) y Ácido nítrico (HNO3), observándose el siguiente resultado. El gas de color marrónrojizo  indica la presencia de NO2, el cual a

La solución azul, indica la presencia de Cu(NO3)2, el cual es bastante soluble en agua a temperatura ambiente -CAMEO Chemicals

temperatura ambiente se encuentra en estado gaseoso. -HSDB

Teniendo así la siguiente reacción: ()  () → ( )()     

Realizando el balance por método ión-electrón . ó:

1 ( → +  2 − )

. ó:

2( −  2 +   − →     )

. :

()  () → ( ) ()   ()   ()

En la segunda parte de la experiencia, se hizo reaccionar el producto formado de la  primera reacción, es decir, una solución de () con una solución de , obteniéndose el siguiente resultado.

El precipitado verde turquesa  indica la presencia de CuCO3, el cual es solo soluble en ácidos. Hawley's Condensed Chemical Dictionary.

Aunque no observable en la imagen, se formó una efervescencia y desprendimiento de gas incoloro, esto evidencia la formación de CO2. CAMEO Chemicals

Otro producto de la reacción, fue el NaNO3, el cual es un cristal incoloro bastante soluble en agua a temperatura ambiente. HSDB

Así la reacción química puede ser ilustrada de la siguiente manera: ( ) ()   () →  ()   ()   ()   ()

Al no haber cambios en los estados de oxidación de los reactantes a productos, la reacción no puede ser balanceada por el método ión-electrón. La presente reacción es de hecho una reacción de precipitación, donde los iones de compuestos solubles forman nuevos compuestos con mucha menor solubilidad y precipitan. Haciendo el balance por tanteo se tiene la reacción química: ( ) ()   () →  ()   ()   ()   ()

La mezcla, se somete a baño en frío, para reducir la solubilidad de  ()   y aumentar la mayor formación de cristales de este compuesto.

↓  →↑ ó 

(Comportamiento usual en las sales)

Lavado con H2O para la máxima recolección de cristales en el filtrado. Cristales de CuCO3

NaNO3 en solución filtrada gran parte de H2O

y

En la tercera parte de la experiencia se disolvieron los cristales de  en una solución de   . La disolución de los cristales fue posible debido a que el  es soluble en medio ácido. Asimismo, se dio la siguiente reacción (ya balanceada):  ()    () →  ()   ()   ()

La solución obtenida de  () , fue sometida a calor, con el fin de evaporar el   y concentrar el . Ya evaporada gran cantidad del agua, la ahora solución concentrada de , fue llevada a un baño de agua fría  para reducir su solubilidad ligeramente. Añadiendo etanol (  ), se consigue precipitar el , debido a la muy baja solubilidad que posee el  en este alcohol.  No hay reacción en esta mezcla.  ()   () →  ()    ()

Para poder separar el () del etanol, se filtra en vacío la solución con lavado de etanol adicional. Se debe tener en cuenta que el producto final del presente experimento no fue el  () , cuyos cristales son de color blanco traslúcido, sino, la forma hidratada de esta sal, el   () cuyos cristales son de color turquesa.    () = ,  

Determinando la masa de la sal anhidra:   () = ,    ×

,   ,    

  () = ,  Rendimiento de la operación

Las reacciones involucradas en el experimento fueron las siguientes: 1. ()   () → ( ) ()   ()   () 2. ( ) ()   () →  ()        3.  ()    () →  ()   ()   () 4.  ()    () →  ()    ()

Se utilizó una masa de 2 g de Cobre para el experimento:  = 2

Se determina la masa teórica a obtener de () :

. ó 1  1  ( ) 1  × × 63.54  1  1 ( ) 1  151.61  × × 1  1  = 2  ×

. ó = ,  . () = ,    (%) =

3,24  × 100 = , % 4,77 

Experimento 2

Tubo A: 1 ml de Cr2O7 (-2) 0,1 M

Observamos un color anaranjado

Tubo B: 1 ml de Cr2O7 (-2) 0,1 M + H2SO4 (concentrado) Observamos el color de la disolución cambia y se obtiene un color anaranjado más oscuro que al principio observamos un color anaranjado

La reacción se inclina a la izquierda Hay un cambio en la concentración de iones H (+), entonces para tenerlo en equilibrio reaccionan los iones CrO4 aumentando la concentración del ion dicromato

Reacción: −

−

+

  (-2)  0,1 ↔M 2 Tubo C: 1 ml deCr2O7 + NaOH 4M   2 Perturbación:

-

-

-

[H +]

Observamos el color de la disolución cambia y se obtiene un

color amarillo más oscuro que al principio observamos un color anaran ado Se vio un exceso cuando agregamos NaOH (izquierda).

Los iones OH empiezan a reaccionar con los iones CrO7

Hay mayor concentración de iones CrO4

La reacción se va para la derecha

Reacción: − +  0   0−  ↔ 2  2

Perturbación:

-

-

-

Tubo D: 1 ml CrO4 (2- ) 4 M

Observamos un color Amarillo fuerte

H+

Tubo E: 1 ml CrO4 (2- ) 4 M + H2 SO4 4 M Observamos el color de la disolución cambia y se obtiene un color anaranjado muy débil que al principio observamos un

color amarillo

La reacción se va a la derecha dando resultado los iones CrO4 e iones H

Tiene un desplazamiento a la izquierda

Reacción:

    − ↔ 2−  2+ Perturbación:

-

-

-

↑ [H+]

Tubo F: 1 ml CrO4 (2- ) 4 M + NaOH 4 M Observamos el color de la disolución cambia y se obtiene un color amarillo muy débil que al principio observamos un color amarillo fuerte

La reacción se va a la derecha dando resultado los iones CrO4 e iones OH

Tiene un desplazamiento a la derecha

Reacción:

    − ↔ 2−  2+

Experimento 3 En el tubo 1:

En este tubo tenemos la solución de color marrón claro. REACCIÓN: FeCl3(ac) + 6KSCN(ac)

K 3 [Fe (SCN)6] (ac)

+ 3KCl(ac)

En el tubo 2:

En este tubo tenemos la solución de coloración marrón rojiza. REACCIÓN:

FeCl3 (ac)  + 6KSC (ac)

K 3 [Fe (SCN) 6] (ac)

+ 3KCl(ac)

En el tubo 3:

En este tubo tenemos la solución de color marrón rojizo con mas intensidad. REACCIÓN: FeCl3(ac) + KSCN (ac) + 5H2O(l) 

(Fe(H2O)5(SCN))Cl2(ac) + KCl(ac)

En el tubo 4:

En este tubo tenemos la solución con un precipitado de color amarillo. REACCIÓN: FeCl3(ac) + 3 KSCN  (ac) + 3 NaOH(ac) 

Fe(OH) 3(s) + 3 KCl(ac) + 3 NaSCN(ac)

Experimento 4

Sistema de reacción   [  (  ) ]+  4 ↔ [ ]−  6 

(Rosado)

(Azul)

En esta muestra al verter ácido clorhídrico (HCl), se observa ningún tipo cambio,  posteriormente tampoco se observa un cambio a la de temperatura en el agua helada. Ecuación Iónica neta − −  6  ↔ ( )−   2

La mayor reacción ser visualiza hacia la izquierda, debido a la formación de −, al mantener el enfriamiento en el agua este facilita su formación, por ello la reacción se dirige hacia la izquierda, generando ningún cambio de coloración Tubo de ensayo 2: En la solución de HCl, al momento de agregar , el visualiza un cambio de color azul, y su equilibrio se desplaza hacia la derecha debido a la poca cantidad de − a diferencia del HCl La solución en el agua helada, no genera ningún cambio, debido a la concentración de HCl pudiendo ser bastante alta, a diferencia de , ya que en bajas temperaturas la solución debería tener un cambio de coloración generalmente rosa, debido a que viene a ser endotérmica, de reacción hacia la izquierda, existiendo poca concentración del ion ( )− 

VIII. CONCLUSIONES 























El Nitrato de cobre (II) Cu(NO3)2 es una sal inorgánica de color azul cuyos cristales son solubles en agua a temperatura ambiente. El Carbonato de Cobre (II) CuCO 3 es una sal inorgánica de color turquesa cuyos cristales son insolubles en agua a temperatura ambiente. El Sulfato de Cobre (II) CuSO 4 es una sal inorgánica, cuyos cristales blancotranslúcido son solubles en medio ácido. El Sulfato de Cobre (II) es insoluble en etanol, precipitando en forma de cristales turquesa de Sulfato de Cobre pentahidratado CuSO 4-5H2O. Determinamos que las reacciones son reversibles y llegan a tener un equilibrio quimico. Podemos concluir que él tuvo patrón es una mezcla de equilibrio por que la cantidad de iones de (Fe(SCN)) 3- son iguales a los iones de la reacción y se estable un equilibrio entre producto y reacción Al variar la concentración de los reactivos se rompe el equilibrio, por lo tanto, hay reacción. El equilibrio se desplaza hacia la formación de  productos, es decir hacia la derecha. Por el principio de Le Châtelier el equilibrio se desplazará hacia la formación de productos, provocando el enrojecimiento de la mezcla. Cuando se le agrega KSCN, la disolución se intensifica a un color marrón rojizo más intenso, debido a que los iones SCN - , reaccionan con los iones Fe +3 , dando lugar al ion [Fe(SCN) 6]-3 de color marrón rojizo más intenso. Al variar la concentración, debido al incremento de 1 ml de KSCN, se rompe el equilibrio desplazándose hacia la formación de productos. Al variar la concentración de los reactivos se rompe el equilibrio, entonces el equilibrio se desplaza hacia la formación de reactivos, es decir hacia la izquierda. En el experimento 2 tienden a ser parte de las condiciones de la ley del equilibrio químico, ya que cumple las reacción al momento de llegar al

equilibrio químico. Además, cumple con el principio de Le Chatelier, ya que hubo reacciones donde se vio alteración de reactantes, tanto como de  productos siendo un factor externo como el calor. IX. 





 

REFERENCIAS

Dickerson, R.; Gray, H.; Darensbourg, M.; Darensbourg, D. (1992).  Principios de química. España. Reverté S.A. Recuperado de: https://books.google.com.pe/books?id=vVt6frGy9mgC&pg=PA409&dq=sal es+inorganicas&hl=es419&sa=X&ved=0ahUKEwimreW65bTdAhXMwVkKHWw5DAEQ6AEI MjAC#v=onepage&q=sales%20inorganicas&f=true Copper Nitrate Cu (NO3)2. Recuperado de: https://cameochemicals.noaa.gov/chemical/3023  Nitrogen Dioxide NO2. Recuperado de: https://toxnet.nlm.nih.gov/cgi bin/sis/search2/r?dbs+hsdb:@[email protected][email protected]+10102-44-0 Carbon Dioxide CO2: https://cameochemicals.noaa.gov/chemical/330 Sodium Nitrate  NaNO3. Recuperado de: https://toxnet.nlm.nih.gov/cgibin/sis/search/r?dbs+hsdb:@[email protected][email protected]+7631-99-4





Sodium Nitrate  NaNO3: Recuperado de: https://toxnet.nlm.nih.gov/cgibin/sis/search/r?dbs+hsdb:@[email protected][email protected]+7631-99-4 Copper sulfate CuSO3. Recuperado de: https://toxnet.nlm.nih.gov/cgibin/sis/search/r?dbs+hsdb:@[email protected][email protected]+7758-98-7 

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