El documento presenta información sobre temas químicos como reacciones en equilibrio, compuestos y reacciones químicas, equilibrio y temperatura, y moles y masas. Explica conceptos como equilibrio químico, factores que afectan la velocidad de reacción, ejemplos de equilibrio químico, y características del equilibrio químico. También define compuestos químicos, masa molar, y masa molecular.

1. LABORATORIO
DIANA JARAMILLO
Docente
LAURA DANIELA BUITRAGO BOCANEGRA
Estudiante
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
IBAGUÉ, TOLIMA
2019

2. INTRODUCCIÓN
En el presente documento se dará a conocer información relevante acerca de
temáticas químicas como: reacciones en equilibrio, compuestos y reacciones
químicas, equilibrio y temperatura, moles y masas; se reconocen datos
generales, características, u ejemplificación sobre química básica, esperando
que el usuario desarrolle razonamiento e reconocimiento sobre la importancia
de los temas empleados en el documento.

3. OBJETIVO GENERAL
Reconoce y desarrolla habilidades acerca de química básica, empleando
conceptos de la temática, realizando ejemplificación de cada tema y
comprendiendo la importancia de cada una de estas.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
1. Comprende temáticas empleadas
2. Ejemplifica cada uno de los temas
3. Razona y desarrolla habilidades de química básica

4. REACCIONES EN EQUILIBRIO

6. En un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas
o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto.
Normalmente, este sería el estado que se produce cuando una reacción reversible
evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de
reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son
iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o
productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico
químicas en cantidades constantes.
Las Reacciones pueden ocurrir en dos sentidos:
Reactivos generando Productos (Reacción Directa)
A + B --> C + D
Productos generando nuevamente Reactivos (Reacción inversa)
C + D --> A + B

7. A las Reacciones que son capaces de ocurrir en ambos sentidos se les llama
Reacciones Reversibles, y se representan en la forma:
A + B C + D
La Condición de Equilibrio se encuentra en varios casos que involucran cambios físicos,
como la Evaporación de Agua en una vasija cerrada. Aquí, el agua líquida está en equilibrio
con su vapor cuando la velocidad a la que el agua se evapora coincide con la de
condensación del vapor al estado líquido.
En otro ejemplo, un cristal de un sólido está en equilibrio con su disolución saturada cuando
la cantidad de sólido que se disuelve es igual a la del sólido formado por cristalización de la
disolución en el mismo intervalo de tiempo.
Las Reacciones Químicas Reversibles no llegan a su realización total. Estas reacciones
químicas se verifican hasta alcanzar un estado de equilibrio en que las dos reacciones,
Directa e Inversa de la misma se desarrollan simultáneamente con igual rapidez.

8. FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
La rapidez con que se transforma un determinado cuerpo reaccionante o se forma un
producto determinado se denomina Velocidad de Reacción. Suele expresarse por el número
de moles transformados o producidos en un volumen unidad (generalmente un litro) durante
la unidad de tiempo. Esto es lo mismo que el Cambio de Concentración en cada unidad de
Tiempo.

9. La velocidad de reacción depende de varios factores. Es necesario conocer qué factores
son y cómo influyen sobre dicha velocidad.
Naturaleza de las sustancias reaccionantes: Se trata de las Naturalezas física y química
de las sustancias que reaccionan. Si están finamente divididas de manera que las
moléculas se encuentren en contacto, más rápido reaccionan; si se trata de iones,
partículas con cargas eléctricas activas, al entrar en contacto reaccionan con una rapidez
impresionante.
Temperatura: La velocidad de una reacción aumenta al elevar la temperatura. Un aumento
aproximado de 10°C duplica la velocidad de reacción. Una reacción que requiere 2.28 horas
para desarrollarse a 20°C, quedará terminada en 1.14 horas a 30°C. Al aumentar la
Temperatura, se hace mayor la rapidez con que se mueven las moléculas de uno a otro
lado y los choques entre ellas son más frecuentes y numerosos.
Agentes catalíticos: La velocidad de una reacción química puede acelerarse con ayuda de
un catalizador, el cual puede actuar de muy diversas maneras. Por un lado, el Catalizador
puede reaccionar produciendo un compuesto intermedio. Por otra parte, el Catalizador
puede actuar como Agente de Contacto.
Concentración o Presión: El efecto de la Concentración sobre la velocidad de Reacción
puede resumirse en la generalización establecida por Guldberg y Waage: “La velocidad de
Reacción es proporcional a la concentración molecular de cada una de las sustancias
reaccionantes”. Esta expresión se conoce con el nombre de Ley de Acción de Masas.
Explicación del Equilibrio químico
Se explicará lo que ocurre en una reacción reversible, examinando la reacción producida
entre el Cloruro de Hidrógeno y el Oxígeno.
Es evidente que al principio de todo, sólo pueden reaccionar HCl y O2. Esta reacción
empezará a velocidad máxima pues las concentraciones de las sustancias reaccionantes
tienen sus más altos valores. Sin embargo, a medida que avanza la reacción, disminuyen
dichas concentraciones, y, por tanto, también la velocidad a que aquellas reaccionan.
4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O
Reacción Reversible del HCl con el O2
En los momentos iniciales habrá pocas moléculas de Cloro y de Agua, pero luego van
aumentando en número, acelerándose entonces la reacción inversa.
Se presentará entonces un sistema en que una reacción iniciada a velocidad máxima va
retirándose gradualmente, y la inversa, que comienza a velocidad cero, se acelera de modo
continuo, hasta que, necesariamente, las velocidades en ambos sentidos llegan a ser
iguales.

10. Cuando se alcanza este estado, las cuatro sustancias se forman tan rápidamente como se
consumen; sus concentraciones permanecen constantes, las velocidades de reacción no se
modifican, y las dos reacciones opuestas continúan a igual velocidad.
No es que cese ninguna de ellas; las moléculas chocan constantemente entre sí y sufren
cambios químicos. Se trata, pues de una Actividad compensada y no de un Estado de
Reposo. Todas las reacciones reversibles pueden conducir a este estado de acción
aparentemente suspendida, de equilibrio químico.
Ejemplos de Equilibrio químico
Reacción de Cloruro de Hidrógeno HCl y Oxigeno O2
4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O
Reacción de Hidrógeno H2 y Dióxido de Carbono CO2
H2 + CO2 H2O + CO
Descomposición de Pentacloruro de Fósforo PCl5
PCl5 PCl3 + Cl2
Reacción de Formación de Amoniaco NH3
3H2 + N2 2NH3
CARACTERÍSTICAS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO
1.- El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas
(concentración de soluto, presión de vapor, masa de sólido sin disolver, etc.) no varían con
el tiempo.
2.- El estado de equilibrio no intercambia materia con el entorno. Si, por ejemplo, la
descomposición del carbonato de calcio CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) no la hiciéramos en un
recipiente cerrado nunca se alcanzaría el equilibrio, pues el CO2 se escaparía.
3.- El estado de equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuos cambios
en ambos sentidos a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades
macroscópicas. Así, si en el ejemplo de la descomposición del CaCO3 sustituimos una
pequeña parte de CO2 por otra marcada con 14C, al cabo de cierto tiempo observaremos la
existencia de Ca14CO3 marcado con carbono 14.

11. 4.- La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio. Así pues, a 450oC a
constante de equilibrio para la formación de HI és 57, sea cual sea la concentración de las
substancias reaccionantes.
5.- La constante de equilibrio corresponde al equilibrio expresado por una ecuación química
determinada, de forma que si cambiamos la forma de expresar el equilibrio cambia el valor
de la constante de equilibrio, aunque el valor resultante está relacionado con la misma.
EQUILIBRIO (CLORURO DE AMONIO)

13. COMPUESTOS Y REACCIONES QUÍMICAS
En química, un compuesto químico es una sustancia formada por la combinación de dos o
más elementos distintos de la tabla periódica. Los compuestos son representados por una
fórmula química. Por ejemplo, el agua (H2O) está constituida por dos átomos de hidrógeno
y uno de oxígeno. Los elementos de un compuesto no se pueden dividir o separar por

14. procesos físicos (decantación, filtración, destilación), si no solo mediante procesos
químicos.
Los compuestos están formados por moléculas o iones con enlaces estables que no
obedece a una selección humana arbitraria. Por lo tanto, no son mezclas o aleaciones como
el bronce o el chocolate. Un elemento químico unido a un elemento químico idéntico no es
un compuesto químico, ya que solo está involucrado un elemento, no dos elementos
diferentes.
Hay cuatro tipos de compuestos, dependiendo de cómo se mantienen unidos los átomos
constituyentes:
● Moléculas unidas por enlaces covalentes
● Compuestos iónicos unidos por enlaces iónicos.
● Compuestos intermetálicos unidos por enlaces metálicos.
● Ciertos complejos que mantienen unidos por enlaces covalentes coordinados
EQUILIBRIO DE CLORURO DE AMONIO
El cloruro de amonio, como la mayoría de las sales, es un electrolito fuerte, y por tanto, en
disolución acuosa está completamente disociado.
El anion cloruro es la base conjugada de un ácido muy fuerte, el HCl por tanto es una base
muy débil y permanece inalterable en la disolución.
El cation Amonio, NH4, es el ácido conjugado el NH3, que es una base débil (Kb=1,8 × 10),
por lo que sufrirá hidrólisis, es decir reacciona con el agua, que actuará como base
EQUILIBRIO Y TEMPERATURA
La ecuación de Van’t Hoff nos permite estudiar de forma cualitativa cómo se desplaza el
equilibrio químico con la temperatura en función de que tengamos una reacción
endotérmica o exotérmica:
Si una reacción es endotérmica, ΔH > 0​, al aumentar la temperatura aumenta la
constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha (hacia la formación de
productos, aumentando el numerador). En cambio, si la temperatura baja, también baja la
constante de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda.
Si una reacción es exotérmica, ΔH < 0​, al aumentar la temperatura disminuye la constante
de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda, mientras que si la temperatura
disminuye, aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha.
MOLES Y MASAS
La masa molar de los átomos de un elemento está dado por el peso atómico de cada
elemento​ multiplicado por la constante de masa molar, Mu = 1×10−3 kg/mol = 1 g/mol.3​ Su

15. valor numérico coincide con el de la masa molecular, pero expresado en gramos/mol en
lugar de unidades de masa atómica (u), y se diferencia de ella en que mientras la masa
molecular alude una sola molécula, la masa molar corresponde a un mol (6,022×1023) de
moléculas. Ejemplos:
M(H) = 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 1,007 97(7) g/mol
M(S) = 32,065(5) u × 1 g/mol = 32,065(5) g/mol
M(Cl) = 35,453(2) u × 1 g/mol = 35,453(2) g/mol
M(Fe) = 55,845(2) u × 1 g/mol = 55,845(2) g/mol
La multiplicación por la constante de masa molar asegura que el cálculo es
dimensionalmente correcto: los pesos atómicos son cantidades adimensionales (i. e.
números puros, sin unidades) mientras que las masas molares tienen asociada una unidad
asociada a una magnitud física (en este caso, g/mol).
Usualmente algunos elementos son encontrados en forma molecular, como el hidrógeno
(H2), azufre (S8), cloro (Cl2), etc. La masa molar de las moléculas homonucleares es el
número de átomos en cada molécula multiplicado por el peso atómico del elemento
constante, multiplicado por la constante de masa molar (Mu). Ejemplos:
M(H2) = 2 × 1,007 97(7) u × 1 g/mol = 2,015 88(14) g/mol
M(S8) = 8 × 32,065(5) u × 1 g/mol = 256,52(4) g/mol
M(Cl2) = 2 × 35,453(2) u × 1 g/mol = 70,906(4) g/mol
MASA MOLECULAR
La masa molecular (m) es la masa de determinada molécula: se mide en daltons (Da) o
unidad de masa atómica unificada (u).6​ Moléculas diferentes de un mismo compuesto
pueden tener masas moleculares distintas debido a que este puede contener diferentes
isótopos de un mismo elemento. La masa molar es una medida del promedio de la masa
molecular de todas las moléculas de una muestra, y generalmente es la medida más
apropiada para trabajar con cantidades macroscópicas (que pueden ser pesadas) de una
sustancia.
La masas moleculares se calculan a partir de las masas atómicas relativas de cada
nucleido, mientras que las masas molares se calculan a partir del peso atómico de cada
elemento. El peso atómico considera la distribución isotópica de cada elemento en una
muestra dada (habitualmente se asume que es "normal"). Por ejemplo, el agua tiene una
masa molar de 18,015 3(3) g/mol; sin embargo, moléculas individuales de agua tienen
masas entre 18,010 564 686 3(15) u y 22,027 736 4(9) u, pertenecientes a las
composiciones isotópicas 1H 216O y 2H218O, respectivamente.
La distinción entre masa molar y masa molecular es importante debido a que las masas
moleculares relativas pueden medirse directamente mediante espectrometría, a menudo

16. con una precisión de pocas partes por millón. Esta precisión es suficiente para determinar
directamente la fórmula química de una molécula.

17. CÁLCULO DEL RENDIMIENTO
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
estequiometría de la reacción.
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
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