cinÉtica y equilibrio quÍmico

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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM TEMA: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Es una parte química que se encarga de estudiar la velocidad o rapidez con la que ocurren las reacciones químicas, el mecanismo de cómo se consumen los reactantes y de los factores que alteran la velocidad de una reacción química

Es una medida del cambio de concentración que experimentan los reactantes o productos en un cierto intervalo de tiempo.

.t∆

][∆±=υ

min.L

mol,

s.L

mol

Donde: ∆ [ ] = final][ – inicial][

inicialfinal ttt∆ −=

Producto

Reactante

Inicio Tiempo

( )

Descripción:

� La concentración de los reactantes disminuye. � La concentración de los productos aumenta. � La velocidad al iniciar la reacción es máxima.

La velocidad con la cual se consume un reactante y la velocidad de formación de los productos son proporcionales a los coeficientes estequiométricos.

Sea la reacción química: aA + bB → cC

se cumple:

1. TEORÍA DE LAS COLISIONES

Según esta teoría para que se produzca una reacción deben cumplirse tres condiciones:

� Las moléculas de los reactivos tienen que chocar entre sí.

� Estos choques deben de producirse con energía suficiente de forma que se puedan romper y formar enlaces químicos.

� En el choque debe haber una orientación adecuada para que los enlaces que se tienen que romper y formar estén a una distancia y posición viable.

2. TEORÍA DEL COMPLEJO ACTIVADO

Según esta teoría, cuando los reactantes se aproximan se produce la formación de un estado intermedio de alta energía, alta inestabilidad y por tanto de corta duración, que se denomina complejo activado. La energía que necesitan los reactantes para alcanzar este complejo se llama energía de activación (Ea). Cuanto mayor sea la

Teorías para Explicar la Velocidad de Reacción

CINÉTICA QUÍMICA

= =

Velocidad Media de Reacción (υυυυ)

Velocidad de una Reacción y su Estequiometria

Variación de la Concentración Vs Tiempo

“Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”

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energía de activación, en general, menor será la velocidad de la reacción. En conclusión sostiene que los reactantes deben absorber energía hasta llegar a un estado transitorio llamado “Complejo Activado” para poder transformarse en productos.

1. NATURALEZA DE LOS REACTIVOS La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los reactivos. Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma más lenta. En conclusión la rapidez de la reacción depende de las propiedades químicas de los reactantes.

Orden de reactividad en los halógenos. 2222 FClBrI <<<

Ejemplo:

⋅→+ )()()( gg2g2 HFFH Instantáneo

⋅→+ )()()( gg2g2 HIIH Lento

2. EFECTO DE LA TEMPERATURA

A medida que la temperatura es mayor, aumenta la energía cinética de las moléculas, lo que provoca que choquen con mayor frecuencia, y que la reacción se realice más rápidamente. Por lo tanto, cuando se eleva la temperatura de una reacción química, aumenta la velocidad de la misma.

Una regla empírica es que la velocidad se duplica por cada 10°C de incremento de temperatura. Esta regla sólo es una aproximación.

3. GRADO DE SUBDIVISIÓN Si los reactivos están finamente divididos, hay más superficie de contacto, es decir, más moléculas de reactivos que pueden chocar unas con otras, para romperse y formar las moléculas de los productos. Cuanto mayor sea el grado de división de los reactivos, con más velocidad se producirá la reacción.

4. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTANTES Mientras mayor sea la concentración de cada reactante que se utilice en una determinada reacción, mayor será la velocidad con que se formen el o los productos. Esto porque a mayor concentración habrá más opciones de choque entre las moléculas, por lo tanto, más velocidad de reacción.

Es la ecuación que expresa la relación entre las concentraciones de los reactantes y la velocidad de reacción. La velocidad de reacción es proporcional al producto de las concentraciones de las sustancias que reaccionan elevada cada una de ellas a coeficientes denominados órdenes parciales de reacción. Sea la siguiente reacción: aA + bB → cC + dD La ley de velocidad es:

Donde: � [A] y [B] son las concentraciones molares

de los reactivos en un instante dado � α y β son exponentes calculados de forma

experimental � k: es la constante de velocidad � v: es la velocidad instantánea de la reacción � orden global o total de reacción = α + β

FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

Ley de Velocidad de Reacción

v = k [A]α[B]β


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5. EFECTO DE LOS CATALIZADORES Un catalizador es un agente que modifica la velocidad de una reacción química sin experimentar cambio al final de la misma. En una gran mayoría de casos los catalizadores son sustancias, pero a veces la luz o un campo eléctrico externo realizan también una labor catalizadora. Un catalizador acelera la velocidad de la reacción disminuyendo la energía de activación y sin modificar el producto y sin ser consumido durante la reacción. Un inhibidor (catalizador negativo) es aquella sustancia que disminuye la velocidad de reacción y aumenta la energía de activación.

Ejemplo: ⋅+→ )()()( g2ss3 OKClKClO lento

⋅+ → )()()( g2sMnO

s3 OKClKClO 2 rápido

∴ El 2MnO es un catalizador positivo.

Es el proceso o pasos elementales a través de los cuales los reactivos se convierten en productos. De acuerdo al mecanismo de reacción, las reacciones se clasifican en: 1. REACCIONES SENCILLAS (ELEMENTALES)

Son aquellas reacciones lentas que se llevan a cabo en una sola etapa y se pueden controlar. Sea la siguiente reacción elemental: a A + b B → cC + dD

� La ley de velocidad es: v = k [A]a[B] b

� El orden de la reacción es: a + b

2. REACCIONES COMPLEJAS

Son aquellas cuyo mecanismo consta de varias etapas. Cada una de las reacciones que describen el mecanismo se llama reacción elemental. Si las reacciones elementales tienen diversas velocidades, la reacción más lenta determina la velocidad de la reacción.

Es un estado, característico de las reacciones reversibles, en donde los reactantes se consumen en forma parcial, de tal modo que al final del proceso (en el equilibrio) coexisten junto con los productos. Desde el punto de vista físico el equilibrio es estático, debido a que no se observan cambios macroscópicos a medida que transcurre el tiempo, por ejemplo: la concentración, presión, temperatura, etc. Desde el punto de vista químico el equilibrio es dinámico, debido a que la reacción directa e inversa se siguen desarrollando con la misma rapidez.

Ejemplo:

.............H Cl2 2

H

Cl

2

2HCl

Condicion Inicial Estado en Equilibrio

En el equilibrio, coexisten las tres sustancias gaseosas, en la cual el número de moles es constante y por ello su concentración, presión permanecen constantes.

H + Cl 2HCl

V

V2(g) (g)

d

i2(g)

EQUILIBRIO QUÍMICO

MECANISMO DE REACCIÓN

Vdirecta = Vinversa


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Inicio del estadode equilibrio

Inicio Tiempo

mol

(HCl)

(Cl )

(H )

2

2

L

Descripción: � La concentración de los reactantes (H2 y Cl2)

disminuye hasta alcanzar el estado de equilibrio.

� La concentración del producto (HCl) aumenta hasta alcanzar el estado de equilibrio.

Toda reacción que alcanza el estado de equilibrio, a una determinada temperatura, presenta una constante que le es característica; su valor depende de la naturaleza de la reacción y de la temperatura. La importancia práctica de la Keq, tiene que ver con el rendimiento de la reacción debido a que es posible calcular las cantidades de reactantes productos presentes en el equilibrio. Sea la siguiente reacción reversible en equilibrio:

aA + bB ↔ cC + dD Luego se define:

Donde:

Kc = constante equilibrio en función a la concentración molar (mol / l)

Kp = constante equilibrio en función a la presión parcial de las sustancias gaseosas.

Donde:

R = 0,082 ��.�

��.�

∆n: variación de moles gaseosos

∆n = (c + d)-(a + b)

1. EQUILIBRIO HOMOGÉNEO

Los reactantes y productos poseen el mismo estado físico (por lo general gaseoso o líquido) y por ello se dice que es monofásico.

Ejemplo: 1N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)

2. EQUILIBRIO HETEROGÉNEO Son sistemas en la cual dos o más sustancias presentes en la reacción poseen estados físicos diferentes. La concentración de los sólidos y líquidos puros no debe tomarse en cuenta en la expresión de la constante de equilibrio ya que su concentración (densidad) permanece constante cuando la temperatura es constante.

Ejemplo: NH4Cl(s) ⇌ NH3(g) + HCl(g)

KC = [NH3][HCl]

Cuando un sistema en equilibrio es perturbado por una acción externa, el sistema reacciona internamente para debilitar o neutralizar la perturbación, para ello debe desplazarse hacia la derecha o izquierda y luego restablecer un nuevo estado de equilibrio. Un sistema en equilibrio se puede perturbar modificando: la concentración, presión, temperatura. 1. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN

Un aumento de la concentración de uno de los reactivos, hace que el equilibrio se desplace hacia

[ ] [ ][ ] [ ]ba

dc

BA

DCKc = b

BaA

dD

cC

PP

PPKp

⋅

⋅=

Variación de la Concentración Vs Tiempo

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K eq)

Relación entre KP y KC

)

K P = KC (RT)∆n

TIPOS DE EQUILIBRIO )

PRINCIPIO DE LE-CHATELIER )


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la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya

2. EFECTO DE LA PRESIÓN La variación de la presión en un equilibrio, sólo influye cuando intervienen sustancias en estado gaseoso y se verifica una variación en el número de moles entre reactivos y productos. Si aumenta la presión se desplazará hacia donde existan menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen. En cambio, si se disminuye la presión, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactivos

3. EFECTO DE LA TEMPERATURA Se observa que, al aumentar temperatura el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas. Si disminuye la temperatura el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

4. EFECTO DEL CATALIZADOR Un catalizador cambia la velocidad de una reacción, pero no desvía el equilibrio hacia los productos ni hacia los reactivos. Afecta igualmente a la energía de activación de la reacción directa y a la de la inversa y por ello, lo único que hace es que el equilibrio se alcanza con mayor rapidez

SEMANA Nº 11: CINÉTICA QUÍMICA

1. La velocidad de una reacción se mide como:

A) El cambio de concentración de una sustancia en la unidad de tiempo

B) El tiempo que dura la transformación de una molécula en otra.

C) La frecuencia con que chocan unas moléculas contra otras.

D) La cantidad de sustancias que se transforma en la unidad de tiempo.

E) La masa de producto que se forma por minuto o segundo.

2. Marque la secuencia correcta respecto a los

mecanismos de reacción.

I. Es el conjunto de etapas de reacción desde reactivos hasta productos.

II. Se clasifican en mecanismos de primer y de segundo orden.

III. Las reacciones complejas tiene más de una etapa de reacción.

A) VVV B) VFF C) VFV D) FVV E) FFF 3. Marque la secuencia correcta con respecto a las

energías involucradas en una reacción química.

I. La energía de activación es siempre positiva. II. La energía de reacción es positiva para las

reacciones exotérmicas. III. En una reacción endotérmica la energía de los

productos es mayor que la de los reactivos.

A) VVV B) FFV C) VFV D) VVF E) VFV 4. La expresión de velocidad para la reacción

sencilla: A2 + 2 B → 2 AB es:

A) VRx = k[AB] 2 B) VRx = k[A] 2 [B]2 C) VRx = k[A] 2 [2B] D) VRx = k[A2] [B] E) VRx = k[A2] [B] 2

5. La reacción AB2 → Productos, es de segundo

orden. Calcule la velocidad de reacción cuando la concentración del reactivo es de 0,2M y la constante de velocidad es de 2,5 Lmol-1s-1.

A) 0,50 B) 0,10 C) 0,25 D) 0,05 E) 0,01 6. Calcule el valor de la constante de velocidad para

la reacción sencilla: 2 A + B → 2 C

Si la velocidad de reacción es de 0,05Ms-1, cuando la concentración de A es de 0,1M y la de B 0,05M.

A) 10 B) 100 C) 0,25 D) 50 E) 0,01


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7. Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F) sobre las siguientes proposiciones: I. La velocidad y mecanismo de reacción son

estudiadas por la cinética química. II. El mecanismo de una reacción está

constituida por las etapas en que esta ocurre III. De acuerdo al mecanismo, las reacciones

pueden ser sencillas y complejas. IV. Si la reacción es sencilla, esta se desarrolla

en una sola etapa. A) VVVV B) VVFF C) VFVV D) FVFV E) FFVV

8. Marque la respuesta que contiene a las afirmaciones correctas.

I. La velocidad de reacción aumenta cuando

aumenta la concentración de los reactantes. II. El tamaño de partículas se relaciona de

manera inversamente proporcional con la velocidad de reacción.

III. El catalizador aumenta la velocidad de reacción y al final se transforma en productos

A) I y II B) I y III C) II y III D) Solo I E) Solo II.

9. Para la siguiente reacción sencilla: 2 A + B →C , marque la secuencia correcta:

I. Se lleva a cabo en una sola etapa. II. El orden total de reacción es 3 III. Su ley de velocidad se expresa como:

VRx= k[A] 2 [B] A) FFV B) VVV C) FVF D) VFV E) VVF 10. ¿Cuál de las siguientes reacciones acompañadas

por su respectiva ley de velocidad es compleja y de tercer orden a la vez?

A) 2 A → 3C + D Vrx= k[A] 2 B) 2 A + B → C + 2D Vrx= k[A] 2 [B] C) 2 A + 2 C → 3D + 2E Vrx= k[A] 2 [C] D) A + 2B→ C Vrx= k[A] [B] 2 E) A2 + 2B → 2C Vrx= k[A2] [B] 2

11. En la reacción sencilla A + 2B → C, calcule la

[A] cuando la [B] es 0,2M, la velocidad de reacción es 0,005 mol/L.s y k= 0,25 L2mol-2s-1.

A) 5 x 10-1 mol/L B) 1 x 10-1 L/mol C) 2 x 10-3 mol/L D) 1 x 10-3 L/mol E) 5 x 10-1 L/mol

12. Por acción del calor, la fosfina (PH3) se descompone según la siguiente reacción:

4 PH3(g) → P4(g) + 6 H2(g)

Considerando que la reacción es de primer orden, calcule la velocidad de reacción cuando [PH3]= 1,5 mol.L-1 y k = 0,002 min-1

A) 0,001 mol/L.s B) 0,003 mol/L.min C) 0,003 mol.L/s D) 0,015 mol/L.min E) 0,005 mol.L/min 13. Respecto de la teoría de las colisiones y la teoría

del complejo activado, marque la secuencia correcta de verdadero (V) o falso (F) para los siguientes enunciados:

I. Según la teoría de las colisiones, todos los choques son efectivos.

II. La energía de activación es positiva y permite la formación del complejo activado.

III. En las reacciones endotérmicas, la energía de los productos es mayor que la energía de los reactantes.

A) VVV B) FVF C) VVF D) FVV E) VFF

14. Para la reacción sencilla que se muestra a continuación:

NH4+

(ac) + NO2-1

(ac) → N2(g) + 2 H20(l)

La ley de velocidad de reacción y orden de reacción es: A) VRx = k[N2][H 2O] y 2 B) VRx = k[NH4

+] [N2] y 1 C) VRx = k[NH4

+] [NO2-1] y 2

D) VRx = k[NH4+] [NO2

-1] y 1 E) VRx = k[NH4

+] [NO2-1] y 3

15. La siguiente reacción: 2 AB(g) + C2(g) → A2(g) +

2 BC(g) es homogénea en fase gas y se lleva a cabo en dos etapas:

I. AB + C2 → AC + BC reacción lenta II. AC + AB → BC + A2 reacción rápida

Marque la respuesta correcta sobre esta reacción:

A) Es una reacción sencilla. B) El orden total de la reacción es 3. C) El producto intermedio es AB. D) La ley de velocidad está dada por VRx = k[AB] 2[C2] E) La ley de velocidad depende de la etapa más

lenta.


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16. Determine la expresión de la ley de velocidad para la siguiente reacción:

A + B2 → C + D2

Si experimentalmente se ha obtenido los datos que figuran en la tabla

[A] [B] Velocidad de reacción

0,0126 0,0125 1,40 x 10-2

0,0252 0,0250 1,12 x 10-1 0,0252 0,0125 5,60 x 10-2

A) VRx = k[A] 2[B2] B) VRx = k[A] [B 2] C) VRx = k[A] [B 2]

2 D) VRx = k[A] 2 E) VRx = k[B2]

2

EQUILIBRIO QUÍMICO

1. Un sistema está en equilibrio cuando:

A) La concentración de reactivos y productos son iguales.

B) Las reacciones terminan y ya no hay cambio en el sistema.

C) Los productos comienzan a convertirse en reactivos.

D) Las velocidades de reacción directa e inversa son iguales.

E) La presión y la temperatura del sistema son constantes.

2. Marque la secuencia correcta respecto al

equilibrio químico:

I. Las reacciones en equilibrio pueden ser homogéneas y heterogéneas.

II. La constante de equilibrio depende de la temperatura y de las concentraciones de las sustancias.

III. Los sólidos puros y los gases no se consideran en la expresión de equilibrio.

A) VVV B) VFF C) VFV D) FVF E) FFF

3. La expresión de equilibrio para el sistema: H2(g) + I2(g)⇌⇌⇌⇌ 2 HI(g) es

A) KC = [H2]

2[I2]2 / [HI] 2

B) KC = [HI]2 / [H2]2[I2]

2 C) KP = P(H2) x P(I2) / P

2(HI) D) KP = P2(HI)/ P(H2) x P(I2) E) KP = P2(H2) x P2(I2)

4. A ciertas condiciones el sistema en equilibrio:

2 NO2(g) ⇌⇌⇌⇌ N2O4(g) tiene como valor de KP = 2.

¿Cuál es la presión parcial de NO2 si la presión de N2O4 es de 4 atm?

A) 1,50 B) 3,00 C) 2,00 D) 1,41 E) 0,72

5. En un recipiente cerrado de un litro de capacidad, se tiene una mezcla en equilibrio formada por: 0,05 moles de SO3, 0,1 moles de SO2 y 0,2 moles de O2 a 300ºC. Calcule el valor de KC, según la ecuación química:

SO2(g) + O2(g) ⇌⇌⇌⇌ SO3(g) + Q A) 12,00 B) 0,62 C) 1,25 D) 0,25 E) 2,50

6. La tostación del sulfuro de zinc representada por

la ecuación química: ZnS(s) + O2(g) ⇌⇌⇌⇌ ZnO(s) + SO2(g)

Se lleva a cabo a una presión de 2 atmósferas. Calcule el valor de la constante de equilibrio KP, si alcanzado el equilibrio se tiene 1 mol de O2 y 2 moles de SO2.

A) 6,0 x 100 atm-1 B) 2,0 x 10-1 atm-2 C) 0,6 x 10-1 atm-3 D) 5,0 x 10-1 atm-1 E) 1,6 x 100 atm-1

7. A 2000ºC y a una presión total de 1 atm, la presión parcial del agua gaseosa es 0,976 atm. Calcule a estas condiciones el KP de la reacción:

2 H2O(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 H2(g) + O2(g) A) 2,15 x 10-6 B) 2,15 x 106 C) 1,25 x 10-3 D) 2,15 x 102 E) 1,25 x 103

8. Para la reacción química en equilibrio cuya

ecuación es: N2O4(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 NO2(g)

Calcule la concentración de NO2, si KC = 0,1 y la concentración de N2O4 es 0,1M.

A) 1,0M B) 0,2M C) 0,5M D) 0,1M E) 0,3M

9. Si la presión parcial del amoniaco en el equilibrio NH4HS(s) ⇌⇌⇌⇌ NH3(g) + H2S(g) es 2,0x101 atm. Determine la presión parcial del H2S si KP es 6,8x10-2 atm2 a 295K.

A) 1,4 x 10-1 B) 3,4 x 10-5 C) 1,4 x 102 D) 3,4 x 10-3 E) 3,4 x 10-4


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10. Determine el valor de la constante de equilibrio KP para la reacción, cuya ecuación se indica a continuación: 2 A/g) + B(g) ⇌⇌⇌⇌ D(g) , si las presiones parciales en el equilibrio son PA= 1 atm; PB = 0,5 atm y PD = 0,25 atm.

A) 1,2atm B) 1,3atm-1 C) 1,4atm2 D) 0,5atm-2 E) 1,6

11. A 17°C y a 1 atm; una mol-g de N2O4 está disociado en un 20%. Calcule el KP de la reacción en equilibrio. N2O4 ⇌⇌⇌⇌ NO2

A) 1,0 B) 0,2 C) 0,5 D) 0,3 E) N.A

12. Para el sistema en equilibrio mostrado, señale la

alternativa que exprese el comportamiento del sistema a los cambios:

PCl3(g) + Cl2(g) ⇌⇌⇌⇌ PCl5(g) ∆Hº = 92,5kJ

I. Aumento de la presión II. Aumento en la concentración de Cl2 III. Aumento en la temperatura IV. Disminución en la concentración de PCl3. V. Añadir un catalizador

A) →, →, →, →,….. B) →, →, →, ←,…… C) ←, →, →, ←,…. D)…., ←, →, →, → E) →, ←, →, ←, ←

13. En el sistema en equilibrio mostrado señale los

procesos que produzcan un aumento del producto.

N2F4(g) ⇌⇌⇌⇌ 2 NF2(g) ∆Hº = 38,5Kj

I. Aumento de la presión. II. Aumento en la concentración de NF2. III. Aumento de la temperatura. IV. Añadir un catalizador.

A) I, II y III B) II y IV C) I y IV D) IV E) III

14. La materia prima para la fabricación de fertilizantes en el mundo es el amoniaco y su obtención se describe mediante la siguiente ecuación química:

H2(g) + N2(g) ⇌⇌⇌⇌ NH3(g) ∆Hº = -92,2kJ

Marque la secuencia correcta de verdad (V) o falsedad (F).

I. La reacción es reversible, endotérmica y redox.

II. La constante de equilibrio es KP = P(NH3)/ P(N2) x P(H2)

III. En un proceso isotérmico, el equilibrio se desplaza a la izquierda cuando se añade hidrógeno.

IV. La producción de amoniaco se incrementa, al aumentar la temperatura en un proceso isobárico.

A) VFFF B) FVFV C) VFFV D) FFVV E) FFFF

15. Marque la secuencia, verdadero (V) o falso (F), para el sistema cerrado en equilibrio.

CaCO3(s) + calor ⇌⇌⇌⇌ CaO(s) + CO2(g)

I. Es un equilibrio heterogéneo y exotérmico. II. Al retirar CO2, el equilibrio se desplaza a la

izquierda. III. La expresión para la constante de equilibrio

es KP = P(CO2) A) VFF B) FFV C) VFV D) FFF E) FVF

16. Dentro de un recipiente de un litro se obtiene ozono a partir de oxígeno molecular y en condiciones adecuadas se alcanza el equilibrio en fase gaseosa. Marque la secuencia de verdad (V) o falsedad (F), para los enunciados, cuando en el equilibrio se encuentran 0,04 moles de O2 y 0,4 moles de O3. I. El equilibrio es homogéneo y se desplaza

hacia la derecha al añadir catalizador. II. El valor de la constante de equilibrio KC es

0,4. III. La producción de ozono aumenta al

incrementar la presión. IV. La formación de ozono disminuye cuando

se incrementa la concentración de O2. A) VFFV B) FVFV C) VFVF D) FFVF E) FFFF

Profesor: Antonio Huamán Navarrete Lima, Abril del 2013

cinÉtica y equilibrio quÍmico

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