Blog del segundo periodo :)

1. QUIMICA INORGANICA
STEPHANIA LADINO SANABRIA
DOCENTE:
DIANA JARAMILLO
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
QUIMICA
IBAGUÉ TOLIMA
2019

2. OBJETIVOS GENERALES
 Incorporar los conceptos teóricos en los que se fundamenta la estequiometria y sus
distintos procesos.
 Ejemplificar con imágenes los distintos procesos químicos que se llevan a cabo en la
estequiometria.
 Aplicar los conceptos dados en este trabajo, a la hora de realizar algún proceso
estequiometrico.
 Conocer más a fondo los distintos procesos que se llevan a cabo en la química

3. REACCIONES EN EQUILIBRIO
INTRODUCCION
Equilibrio químico es la denominación que se le hace a cualquier reacción reversible cuando
se observa que las cantidades relativas de 2 o más sustancias permanecen constantes, es decir
el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia,
de igual manera en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que
transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista
un equilibrio químico, sin reacción no sería posible.
MARCO TEORICO
Existen reacciones, denominadas irreversibles, que se caracterizan por transcurrir
disminuyendo progresivamente la cantidad de sustancias reaccionantes y terminar cuando
alguno de ellos se agota (reactivo limitante). Así los reactivos se transforman totalmente en
productos.
Sin embargo es frecuente que los productos de reacción puedan combinarse entre sí y formar
de nuevo las sustancias reaccionantes, se habla entonces de reacciones reversibles. En estos
casos, la transformación de reactivos en productos es parcial, alcanzando el dominado estado
de equilibrio, que se produce cuando las velocidades de las reacciones directas e inversas se
igualen (aunque esto no implica que dicha reacción transcurra en 1 sola etapa).
Es un proceso dinámico, aunque a nivel macroscópico no se observa cambio alguno, a nivel
molecular las reacciones inversas y directas se están produciendo.

4. Un equilibrio puede ser representado de la siguiente manera:
Siendo A y B, los reactivos, S y T los productos, y las letras griegas delante de cada uno, sus
respectivos coeficientes estequiométricos.
La constante del equilibrio K puede definirse como siendo la relación entre el producto entre
las concentraciones de los productos (en el equilibrio) elevadas a sus correspondientes
coeficientes estequiométricos, y el producto de las concentraciones de los reactivos (en el
equilibrio) elevadas en sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante
sufre variaciones con la temperatura.
Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico, los más
importantes son la temperatura, la presión y la concentración de los reactivos o productos.
La manera en que estos factores pueden alterar el equilibro químico se pude predecir
cualitativamente según el principio de Le Chatelier, que establece lo siguiente: si se modifica
alguno de los factores capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión,
concentración) el sistema se desplazará de manera de contrarrestar la modificación.
Efecto de la temperatura
Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la
reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el
contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido
exotérmico de la reacción.

5. Efecto de la presión
Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya
menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de
volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario.
Efecto de la concentración
El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio
hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará
un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la
concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor
cantidad de reactivos o productos, respectivamente.
A continuación, tenemos un ejemplo concreto de equilibrio químico, el ácido acético disuelto
en agua y la formación de iones acetato e hidronio:
Donde la constante de equilibrio estaría dada por la siguiente fórmula:
J.W. Gibbs sugirió en el año1873 que se alcanzaría el estado de equilibrio químico cuando la
energía libre de Gibbs se encuentra en su valor mínimo, siempre y cuando la presión sea
constante. Si la mezcla de reactivos y productos no están en equilibrio, el exceso de energía de
Gibbs hace que la reacción se desplace hasta lograr un equilibrio. La constante de equilibrio se
puede relacionar con el cambio de energía libre de Gibbs mediante la siguiente ecuación:

6. Donde R representa la constante universal de los gases, y T la temperatura en grados Kelvin.
EVIDENCIAS

10. EQUILIBRIO (CLORURO DE AMONIO)
INTRODUCCION
El cloruro de amonio, cloruro amónico o clorhidrato amónico es
una sal de amonio cuya fórmula química es NH4Cl. Es conocido también con los nombres
de: sal de amoníaco, sal amoníaco, almohatre o almojáter. Su punto de evaporación es
tomado como referencia en la escala de temperatura Fahrenheit.
MARCO TEORICO
Cloruro de amonio (NH4Cl), también llamado sal amoniacal, la sal de amoniaco y cloruro
de hidrógeno. Sus principales usos son como fuente de nitrógeno en fertilizantes y como
electrolito en celdas secas, y también se emplea ampliamente como componente de los
fundentes de galvanizado, estañado y soldadura para eliminar los recubrimientos de óxido de
los metales y, por lo tanto, mejorar la adhesión de las soldaduras.
Es un componente de muchos medicamentos patentados para el resfriado y para la tos debido
a su eficacia como expectorante, y en la medicina veterinaria se utiliza para prevenir los
cálculos urinarios en cabras, vacas y ovejas. El cloruro de amonio es una sustancia cristalina
incolora.
Es altamente soluble en agua, formando fácilmente una solución ligeramente ácida. Se
vaporiza sin fundirse a 340 °C (644 °F) para formar volúmenes iguales de amoníaco y cloruro
de hidrógeno.

11. El cloruro de amonio se obtiene como subproducto en el proceso de producción de carbonato
de sodio a partir de la sosa amoniacal. También se produce por reacción de sulfato de amonio
y soluciones de cloruro de sodio. Cuando se mezcla con cal apagada (carbonato de calcio),
el resultado es gas amoniaco.
Obtención
La síntesis del cloruro de amonio se produce a partir de vapores de ácido clorhídrico y
deamoníaco:
NH3 + HCl(g) == NH4Cl (s)
Fórmula de lewis
La formula Lewis para el ion amonio, NH4 1+, muestra solo ocho electrones, aunque el
átomo N tiene cinco electrones en su capa de valencia y cada átomo H tiene uno, con un total
de cinco más cuatro (1) igual nueve electrones. El ion NH4+, con una carga de 1+, tienen un
electrón menos que los átomo originales.
H .. [ H : N : H ]+ -Cl .. H

12. Propiedades físicas
Habitualmente lo encontramos en forma de polvo blanco o incoloro. Es inodoro e
higroscópico (esto significa que tiene afinidad por la humedad ambiental).
En estado sólido la coloración varía entre incoloro y blanco. Es inodoro e higroscópico en
diversas formas. Su punto de sublimación es de 350 °C. Su densidad relativa (agua = 1) es
1,5. La presión de vapor que genera es de 0.13 kPa a 160 °C. Su masa molecular es de: 53.49
g/mol.
Es soluble en agua, disociándose parcialmente, formando un ácido débil. Su solubilidad
aumenta con la temperatura.
Esta sustancia puede reaccionar con violencia en contacto con nitrato de amonio y clorato de
potasio, causando explosiones y peligro de incendio. Se debe conservar en lugar seco y
fresco, alejado de las sustancias con las que pueda reaccionar.
Precauciones
La sustancia se descompone al calentarla intensamente o al arder, produciendo humos tóxicos
e irritantes de óxidos de nitrógeno, amoníaco y cloruro de hidrógeno. La disolución en agua
es un ácido débil. Reacciona violentamente con nitrato amónico y clorato potásico,
originando peligro de incendio y explosión. Reacciona con concentrados de ácidos para
formar cloruro de hidrógeno y bases fuertes para formar amoníaco. Reacciona con sales de
plata para formar compuestos sensibles al choque. Ataca al cobre y compuestos.

13. Primeros Auxilios
Inhalación: respirar aire fresco, reposo, de ser necesario respiración artificial y atención
médica inmediata.
Ingestión: No provocar vómito y si la persona está consciente dar a beber agua, llamar a un
médico de manera inmediata.
Contacto con piel: quitar la ropa contaminada y lavar con abundante agua, pedir asistencia
médica.
Contacto con los ojos: lave con cuidado (de tener lentes de contacto, quitarlos), no poner
ninguna sustancia sin indicación del médico, pedir asistencia médica.
En caso de fuego
Utilizar el agente extinguidor indicado para el tipo de fuego circundante.
Ropa Protectora
Utilice lentes de seguridad, guantes, protección respiratoria o extracción localizada y bata.
Aplicaciones
Se utiliza el cloruro de amonio como catalizador en la síntesis de Strecker.
El cloruro de amonio tiene distintas y variadas aplicaciones, se usa en la fabricación de pilas
secas, en los procesos de galvanizado y estañado de zinc, como fundente en soldaduras, como

14. removedor de óxido en metales, también es utilizado en la industria textil, en alfarería, entre
otros.
Tiene usos en el campo de la medicina, es este sentido, se ha usado cloruro de amonio como
diurético, ya que en el cuerpo humano, aumenta la excreción renal de cloruros y sodio.
Además, ha sido usado como expectorante, ya que irrita la mucosa bronquial, aumentando la
secreción de las sus glándulas.
El cloruro de amonio se absorbe con facilidad por la vía gastrointestinal, es metabolizado en
el hígado y se excreta principalmente por la orina.
Su uso está contraindicado en pacientes con afecciones hepáticas, ya que puede almacenarse
y causar intoxicación por amoníaco.
El cloruro de amonio puede causar irritación de nariz y garganta, si es inhalado en forma de
humo o polvillo, en grandes cantidades. También puede causar náuseas, vómitos, dolor de
garganta, y acidosis. En caso de inhalación de esta sustancia, se recomienda trasladar al
paciente a un lugar aireado. De presentarse dificultades respiratorias, administrar oxígeno o
respiración artificial.
El contacto de esta sustancia con la piel y los ojos, también causa irritación, enrojecimiento
y dolor. En estos casos, se debe enjuagar la zona con abundante agua y jabón, al menos
durante quince minutos.

15. EVIDENCIAS

16. MOLES Y MASA
INTRODUCCION

17. Los moles y la masa son muy utilizadas actualmente, es por eso que esta parte del trabajo
vamos a reforzar u aclarar temas como: las relaciones de unidad por unidad mol por mol
masa teórica por masa experimental y la relación de la masa molecular y la masa molar,
también se hablara un poco sobre lo que es el número de Avogadro.
MARCO TEORICO
Los cálculos en química son algo que no se puede olvidar, sobre todo en lo que respecta a la
alimentación y la salud humana.
Las cantidades de sustancias químicas que hay en la sangre y en los productos alimenticios
y farmacéuticos, son importante para todo el mundo. La presencia de un compuesto asociado
con enfermedades cardiovasculares como el colesterol en la sangre no es tan importante de
hecho todas las personas producen un poco de colesterol; la cantidad que hay de este
compuesto es lo que afecta la salud.
En esta experiencia vamos a tratar de hacer diferentes cálculos para encontrar el valor del
mol en unidades más conocibles a manejables para los estudiantes. El mol es una de las siete
unidades básicas de medición SI. Un ml por definición es la cantidad de una sustancia que
contiene tantas unidades de formula como de átomos hay exactamente 12gr del isotopo de
carbono-12, 6C12. Las unidades de la formula pueden ser moléculas pequeñas como O2 o
CO2 o grandes como cafeína C8H10N4O2. Pueden ser compuestos de iones, átomos como
NA, N, C o iones como NA+ Y NO3.
Fase experimental

18. 1. En esta parte de la experiencia cada pareja dispondrá de 7 docenas de cada uno de los
materiales mencionadas. A fin de hacer las operaciones, se supondrá que el número de
Avogadro Na sea igual a 30.
2. Selecciones grupos de 30 unidades de cada uno de las especies. Pesarlos en la balanza y
determine la masa del mol anote los resultados.
3. Determine mediante cálculos las unidades necesarias para preparar 1,7 moles de las
especies anteriores. Utilizando la masa de un mol obtenida en el punto 2 calcule la masa
teórica correspondiente. Anote sus resultados en la tabla dos.
4. Separe una cantidad de cualquiera X de cada especie; calcule los moles y los gramos que
representan. Anote los resultados en la tabla 3.
EVIDENCIAS

21. REACCIONES REVERSIBLE
INTRODUCCION

22. Una reacción reversible es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos
simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos.
Consideremos por ejemplo la reacción de los reactivos A y Bque se unen para dar los productos
C y D, ésta puede simbolizarse con la siguiente ecuación química1
Los coeficientes estequiométricos, es decir, el número relativo de moles de cada sustancia que
interviene en la reacción se indican como a, b para los reactivos y c, d para los productos,
mientras que la doble flecha indica que la reacción puede ocurrir en uno u otro sentido, directo
e inverso.
MARCO TEORICO
Una reacción reversible es una reacción química que se efectúa en ambos sentidos
simultáneamente, es decir, los productos reaccionan entre sí y regeneran a los reactivos.
Consideremos por ejemplo la reacción de los reactivos A y B que se unen para dar los
productos C y D, ésta puede simbolizarse con la siguiente ecuación química.
Los coeficientes estequiométricos, es decir, el número relativo de moles de cada sustancia
que interviene en la reacción se indican como a, b para los reactivos y c, d para los productos,
mientras que la doble flecha indica que la reacción puede ocurrir en uno u otro sentido,
directo e inverso. Puesto que la reacción puede proceder en ambas direcciones y el sentido
neto de la reacción está definido por la presión, la temperatura y la concentración relativa de

23. reactivos y productos en el medio en que se desarrolla, la definición de reactivos y productos
en este tipo de reacciones es convencional y está dada por el tipo de proceso estudiado. Los
reactivos suelen estar en su máxima concentración al principio de la reacción, pero a medida
que la reacción evoluciona y la concentración de los productos aumenta, también se
incrementa la velocidad de la reacción inversa. Cuando este tipo de reacciones se llevan a
cabo para obtener determinado producto suele ser necesario ir separando dicho producto del
medio que reacciona a medida que se van introduciendo los reactivos. Si no existe
intervención externa (adición de reactivos, separación de productos o cambio de las
condiciones de operación definidas básicamente por la presión y la temperatura) estas
reacciones evolucionan espontáneamente hacia un estado de equilibrio en el que la velocidad
de formación de productos iguala a la velocidad en que estos se transforman en reactivos.
Entonces, en el punto de equilibrio la velocidad neta de reacción, igual a la velocidad de la
reacción directa menos la de la reacción inversa, es cero. En el equilibrio se cumple que:

24. Donde Vrd es la velocidad de reacción directa y Vri es la velocidad de reacción inversa,
ambas en concentración por unidad de tiempo.
PROCESO REVERSIBLE
Se denominan procesos reversibles a aquellos que hacen evolucionar a un sistema
termodinámico desde un estado de equilibrio inicial a otro nuevo estado de equilibrio final a
través de infinitos estados de equilibrio. Estos procesos son procesos ideales, ya que el tiempo
necesario para que se establezcan esos infinitos estados de equilibrio intermedio sería
infinito. La variación de las variables de estado del sistema, entre uno de estos estados de
equilibrio intermedio y el sucesivo es una variación infinitesimal, es decir, la diferencia que
hay entre el valor de una de las variables en un estado y el siguiente es un infinitésimo.
EJEMPLOS
EVIDENCIAS

27. CALCULO DE RENDIMIENTO
INTRODUCCION

28. Dentro del ámbito de la química, el rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto
que puede crear una reacción química. En realidad, la mayoría de las reacciones no tienen
una eficacia perfecta. Al realizar el experimento, obtendrás una cantidad menor, lo que se
denomina rendimiento real. Si quieres expresar la eficacia de una reacción, puedes calcular
el rendimiento porcentual mediante la siguiente fórmula: % de rendimiento = (rendimiento
real/rendimiento teórico) x 100. Un rendimiento porcentual del 90 % significa que la
reacción tuvo un 90 % de eficacia, mientras que un 10 % de los materiales se desperdiciaron
(no lograron una reacción o no se recuperó su producto).
MARCO TEORICO
Para calcular el rendimiento de una reacción ha de tenerse en cuenta qué cantidad de producto
se ha obtenido al final de la reacción y cuánto debería haberse producido en condiciones
ideales (teóricas).
Por ejemplo, si en el proceso de combustión del carbono...
Csól + O2 → CO2
Con 12 gramos de carbono se han obtenido 22 gramos de dióxido de carbono, es evidente
que el rendimiento del proceso es solo del 50%, puesto que debería haberse obtenido 44
gramos de dióxido.
¿Por qué ocurre esto en una reacción química? Las causas son muy dispares: pureza de los
reactivos, fallos de manipulación o de fabricación, pérdida de producto, etc...
El cálculo del rendimiento viene ligado al tratamiento numérico cuantitativo de la
estequiometria de la reacción.
Por vía de ejemplo...
Cuando el nitrato de plomo (II) reacciona con ácido clorhídrico, se produce cloruro de plomo
(II),sólido, junto con ácido nítrico (que queda en disolución acuosa). Si reaccionan

29. exactamente 10 gramos de Pb(NO3)2 con un exceso de ácido (HCl), y obtenemos 6'56 g de
PbCl2, ¿cuál ha sido el rendimiento de este proceso?
Como dato, se ofrece el peso molecular del nitrato de plomo (II), 331'2
Y el peso molecular del cloruro de plomo (II), 278'2
La ecuación química, ya ajustada, es...
Pb(NO3)2 + 2 HCl → PbCl2 + 2 HNO3
Se puede construir la tabla que se ha visto en capítulos anteriores, imaginando que todo
transcurre en condiciones ideales y óptimas:
Es decir, que -teóricamente- se producen 0'03 x 278'2 = 8'346 gramos de PbCl2
Por lo tanto, podremos pensar:
Si en lugar de 8'346 g se producen solo 6'56 g
Por 100 g se producirían x
Y esta proporción nos da x = 78'6%, que es el rendimiento porcentual.
Un problema muy parecido sería el hallazgo de la pureza de un reactivo; para ello, se compara
una reacción "real" con otra donde estemos seguros de que los productos químicos son (y
valga la redundancia) "químicamente puros".
Ilustremos la cuestión...

30. Cuando se calienta el clorato potásico (en condiciones controladas) se produce cloruro
potásico y oxígeno gaseoso puro. Si esto se hace con cierta muestra de clorato potásico,
observamos que 5 gramos de muestra producen 0'29 litros de oxígeno (medidos en
condiciones normales, o sea, a 0 ºC y 273 mmHg de presión). ¿Cuál es la riqueza porcentual
de la muestra utilizada?. Los pesos atómicos son Cl:35'5, K:39, O:16.
La reacción es KClO3 + calor → KCl + O2
Que, una vez balanceada, queda como...
2 KClO3 + calor → 2 KCl + 3 O2
En este caso, para hallar el número de moles de oxígeno debemos recordar que, en
condiciones normales (que son las citadas en el texto del problema), un mol de cualquier gas
(supuesto ideal) ocupa un volumen de 22'4 litros. Y el esquema de datos numéricos queda..
Según lo dicho, vamos a obtener (5/122'5)(3/2) = 0'061 moles de oxígeno gaseoso, lo cual
significa 0'061 x 22'4 = 1'371 litros... teóricos.
Pero... ¡sólo hemos conseguido 0'29 L!
Si 1'371 L se obtienen con 5 (g puros),
Los 0'29 L se obtendrían con m (g)

31. Donde m representa un valor de 1'057 g. Es decir, que en 5 gramos de muestra sólo hay -
realmente- 1'057 gramos puros.
En 5 gramos hay 1'057 g (puros)
En 100 g habrá x
De donde x = 21'15 % de pureza
El problema se podría haber resuelto de forma más rápida, calculando el peso de clorato
necesario para producir los 0'29 litros de oxígeno, y aplicando una proporción:
Según la ecuación...
2 moles de KClO3 producen (3 x 22'4) litros de O<sub<2
n moles producirán 0'29 L.
Donde n es una cantidad de 8'63.10-3 moles, que traducidos a gramos vuelven a suponer los
1'057 gramos de clorato puro.
EVIDENCIA

38. WEBGRAFIA
https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/C%C3%A1lculos_de_rendimiento
https://www.monografias.com/docs/Pr%C3%A1ctica-%23-7-Reacciones-Reversibles-
Introducci%C3%B3n-Al-PK5282JBZ
https://es.scribd.com/doc/30935309/reacciones-reversibles
https://quimica.laguia2000.com/reacciones-quimicas/equilibrio-quimico
https://www.academia.edu/18111989/Le_Chatelier
https://www.monografias.com/trabajos73/equilibrio-quimico/equilibrio-
quimico.shtml#queesuneqa
https://www.tareasplus.com/Curso-Quimica-General/Mol-y-masa-molar/Juan-Camilo-Botero
http://www.quimicafisica.com/masa-molecular-y-mol.html