Este documento contiene información sobre varios temas químicos. Explica conceptos como reacciones en equilibrio, moles y masas, y reacciones reversibles. También proporciona detalles sobre el equilibrio del cloruro de amonio, el sulfato de cobre y cómo calcular el rendimiento de una reacción.

1. LABORATORIO
NATALIA URUEÑA TELLEZ
PRESENTADO A: DIANA F. JARAMILLO C.
INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
QUÍMICA
10-1
IBAGUE - TOLIMA
2019

2. INTRODUCCION 1
Se hablará sobrelas reacciones en equilibrio este concepto fue desarrollado
después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas
son reversibles. Esta denominación se le da a cualquier reacción reversible
cuando se observa que las cantidades relativas de dos 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.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Explicar que es y como se identifica una reacción en equilibrio.
OBJETIVO ESPECIFICO
Proyectar una buena definición de las reacciones en equilibrio, para poder
aprender y tener un concepto claro acerca del tema.

3. MARCO TEORICO
Se planteara la definición de las reacciones en equilibrio.
REACCIONES EN EQUILIBRIO
Es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se
observa que las cantidades relativas de dos 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.
Un equilibrio químico 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 delas
concentraciones de los reactivos (en el equilibrio) elevadas en sus
correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante sufre
variaciones conla temperatura.

5. INTRODUCCION 2
Se hablará sobreel equilibrio del cloruro de amonio dondese sabe que es una
sal, conocido también como sal de amoniaco. Sabiendo que su punto de
evaporación es tomado como referencia en la escala de temperatura
Fahrenheit.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Determinar que es, sus características, sus propiedades físicas y la formula del
equilibrio de cloruro de amoniaco.
OBJETIVO ESPECIFICO
Exponer claramente el tema equilibrio de cloruro de sodio para entender y
aprender acerca de que se trata.
MARCO TEORICO
Se conoceráel concepto delequilibrio del cloruro de amonio.
EQUILIBRIO DEL CLORURO DE AMONIO
El cloruro de amonio se producea partir de vapores de ácido clorhídrico y de
amoníaco:
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.
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

6. 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. El cloruro
de amonio es un fijador básico para definir los
compostque se utilizarán para el rendimiento del trigo y el arroz. El cloruro
de amonio es un fijador básico para definir los compostque se utilizarán para
el rendimiento del trigo y el arroz. Con un número tan grande de empleos que
se están haciendo obvios, una parte de los que se notan son los que producen
estiércol.
El cloruro de amonio se utiliza como movimiento en la creación de metales
para ser excitados, cubiertos de estaño y soldados. Además, se utiliza con
éxito como parte de las drogas relacionadas con la piratería informática como
expectorantes. .
En cuanto al tratamiento de la alcalosis metabólica grave se refiere,
el cloruro de amonio se
utiliza como un suplemento
sostenible para los novillos
e incluso puede dar sabor a
los postres más tenues.
Además de estos usos, el
cloruro de amonio también se
utiliza para reducir las
temperaturas en las duchas de
refrigeración. Además, se
combina con sales aromáticas
para ser utilizadas como
arreglos de cojín.

7. INTRODUCCION 3
Se hablara de moles y masas dondela masa molar es la masa de una mol de
una substancia, la cual puede ser un elemento o un compuesto. Una mol es una
unidad del Sistema Internacional de unidades. Representa un número de
átomos, moléculas o más generalmente de partículas.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Analizar a que se refieren las moles y masa.
OBJETIVO ESPECIFICO
Identificar los conceptos básicosdelas moles y masa, conociendo y
aprendiendo de qué trata este tema.
MARCO TEORICO
Se hablara sobreel significado y características de las moles y masa.
MOLES Y MASA
Definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia. Su unidad de
medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol−1), sin embargo, por
razones históricas, la masa molar es expresada casisiempre en gramos por
mol (g/mol).
Las sustancias puras, sean estas elementos o compuestos, poseenuna masa
molar intensiva y característica. Por ejemplo, la masa molar aproximada del
agua es: M (H2O) ≈ 18 g·mol−1.
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, M
u = 1×10−3 kg/mol = 1 g/mol.
Su valor numérico coincide conel de la masa molecular, pero expresado en
gramos/mol en lugar de unidades de masa atómica (u), y se diferencia de ella

8. en que mientras la masa molecular alude una sola molécula, la masa molar
correspondea un mol (6,022×1023).
La masa molar de un compuesto está dada por la suma de los pesos
atómicos estándar de los átomos que forman el compuesto,
multiplicado por la constante de masa molar (M
u).Se puede definir una masa molar promedio para mezclas de
compuestos.

9. INTRODUCCION 4
Se hablara sobrela reacción reversible (sulfato de cobre) es el producto de la
reacción entre el sulfato de cobreanhidro y agua. Este se caracteriza poru
color azul y sus rápidos cambios de temperatura.
OBJETIVOS
OBJETIVO GENERAL
Identificar sus características y usos fundamentales.
OBJETIVO ESPECIFICO
Determinar que es, características y usos de la reacción reversible del sulfato
de cobrepara así aprender y tener buenos conocimientos de este tema.
MARCO TEORICO
Se conoceráel concepto, usos ycaracterísticas de las reacciones reversibles
del sulfato de cobre.
REACCIONES REVERSIBLES DEL SULFATO DE COBRE
Su fórmula es:
Es compuesto mineral que puede ser de tipo II o pentahidratado según su
fórmula. Es conocido con el nombre de sulfato cúprico y tiene usos como
fungicida, para mantener el agua de piscinas, útil en medicina e incluso sirve
para cultivar tomates. Está disponible en droguerías, donde lo puedes comprar
aunque siempre debes tener cuidado en su manipulación ya que es tóxico.

10. Es usado en tratamiento de aguas como la alguicida, tiene numerosas
aplicaciones: fabricación de concentrados alimenticios para animales,
mordientes textiles, sales de cobre, medicina, industrias de cuero entre otras.
Se obtiene a nivel industrial por tratamiento de metal de cobrecon ácido
sulfúrico concentrado caliente o sus óxidos conácido sulfúrico diluido.
Las reacciones para la obtención del sulfato de cobrepentahidratado pueden
ser:
También es común que se obtenga desde el óxido de cobrecomo lo expresa la
siguiente reacción:

11. INTRODUCCION 5
Se hablara sobreel cálculo del rendimiento
Hallar el reactivo limitante
1
Comienza con una ecuación química balanceada. Una ecuación química
describe una reacción química de los reactivos (en el lado izquierdo) con la
finalidad de formar productos(en el lado derecho). En algunos problemas, ya
tendrás esta ecuación, mientras que en otros deberás escribirla portu cuenta.
Debido a que los átomos no se crean ni se destruyen durante una reacción
química, cada elemento debe tener la misma cantidad de átomos en el lado
derecho e izquierdo.
Por ejemplo, el oxígeno y la glucosa pueden reaccionar para formar dióxido
de carbono y oxígeno
Cada lado poseeexactamente 6 átomos de carbono (C), 12 átomos de
hidrógeno (H) y 18 átomos de oxígeno (O). De esta manera, la ecuación queda
balanceada.
Si quieres saber cómo balancear una ecuación, lee este artículo.
2
Calcula la masa molar de cada reactivo. Determina la masa molar de todos los
átomos dentro el compuesto y luego súmalos para hallar la masa molar del
mismo. Realiza este procedimiento para hallar una sola molécula de dicho
compuesto.
Por ejemplo, una molécula de oxígeno ({displaystyle O_{2}}) contiene dos
átomos de oxígeno.
La masa molar del oxígeno es de aproximadamente 16 g/mol (puedes
encontrar un valor más preciso en una tabla periódica).
2 átomos de oxígeno x 16 g/mol por átomo = 32 g/mol de La glucosa
({displaystyle C_{6}H_{12}O_{6}}), el otro reactivo, tiene una masa molar

12. de (6 átomos C x 12 g de C/mol) + (12 átomos de H x 1 g H/mol) + (6 átomos
de O x 16 g O/mol) = 180 g/mol.
3
Convierte la cantidad de cada reactivo de gramos a moles. Ahora es momento
de enfocarnos en el experimento específico que debemos estudiar. Anota las
cantidades de cada reactivo en gramos y divide dicho valor entre la masa
molar del compuesto conla finalidad de convertir la cantidad a moles.[2]
Por ejemplo, supongamos que comenzaste con40 gramos de oxígeno y 25
gramos de glucosa.
40 g de / (32 g/mol) = 1,25 moles de oxígeno.
25 g de C_{6}H_{12}O_{6}} / (180 g/mol) = aproximadamente 0,139 moles
de glucosa.
4
Calcula la proporciónde las reacciones. Recuerda que un mol es solo un
número grande que los químicos emplean para “contar” las moléculas. Ahora
ya sabes con cuántas moléculas de cada reactivo comenzaste. Divide los moles
de un reactivo entre los moles del otro para hallar la proporcióndelas dos
moléculas.
En el ejemplo anterior, comenzamos con 1,25 moles de oxígeno y 0,139 moles
de glucosa. La proporciónentre las moléculas de oxígeno y las de glucosa es
de 1,25 / 0,139 = 9,0. Esto significa que comenzaste con 9 moléculas de
oxígeno porcada molécula de glucosa.
Imagen titulada Calculate Percent Yield in Chemistry Step 5
5
Halla la proporciónideal para la reacción. Retoma la ecuación balanceada que
escribiste anteriormente, la cual te indicará la proporciónideal de moléculas.
Al utilizar dicha proporción, ambos reactivos se consumirán al mismo tiempo.
El lado izquierdo de la ecuación es 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}}. Los
coeficientes te indican que hay 6 moléculas de oxígeno y 1 de glucosa. La
proporciónideal para esta reacción es 6 de oxígeno / 1 de glucosa = 6,0.

13. Asegúrate de colocarlos reactivos en el mismo orden en que lo hiciste para la
otra proporción. Porejemplo, si empleas la proporciónde oxígeno/glucosa en
un lado y glucosa/oxígeno en el otro, obtendrás un resultado incorrecto.
6
Compara las proporciones para hallar el reactivo limitante. En una reacción
química, uno de los reactivos se consume antes que los demás. Este reactivo
limitante determina la duración de la reacción química. Por lo tanto, compara
ambas proporciones que calculaste con la finalidad de identificar el reactivo
limitante:
Si la proporciónreal es mayor que la proporciónideal, significa que tienes una
mayor cantidad de la necesaria del reactivo ubicado en el numerador de la
fracción. El reactivo ubicado en el denominador de la fracción viene a ser el
reactivo limitante.
Si la proporciónreal es menor que la proporciónideal, significa que el
reactivo ubicado en el numerador de la fracción es insuficiente, por lo que
viene a ser el reactivo limitante.
Utilizando el ejemplo anterior, la proporciónreal del oxígeno y glucosa (9,0)
es mayor que la proporciónideal (6,0). En conclusión, el reactivo ubicado en
el denominador, la glucosa, debeser el reactivo limitante.
Parte
2
Calcular el rendimiento teórico
1
Identifica el producto deseado. El lado derecho de una ecuación química
muestra una lista de los productos creadosmediante una reacción química.
Cada producto poseeun rendimiento teórico, es decir, la cantidad de producto
que esperarías obtener si la reacción fuera totalmente eficaz.
Retomando el ejemplo anterior, es necesario analizar la siguiente reacción:
6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} → 6CO_{2}+6H_{2}O}. En el lado derecho

14. de la ecuación, se muestran dos productos,dióxido de carbono y agua. Ahora
debemos calcular el rendimiento del dióxido de carbono CO_{2}}).
2
Escribe el número de moles del reactivo limitante. El rendimiento teórico de
un experimento es la cantidad de producto creado en condiciones perfectas.
Para calcular este valor, debes comenzar con el número de moles del reactivo
limitante (este proceso sedetalla anteriormente en las instrucciones para hallar
el reactivo limitante).
En el ejemplo anterior, descubristeque la glucosa era el reactivo limitante y
también calculaste que comenzaste con0,139 moles de glucosa.
3
Halla la proporciónde moléculas en el producto y el reactivo. Para ello,
retoma la ecuación balanceada. Luego, divide el número de moléculas del
producto deseado entre el número de moléculas del reactivo limitante.
La ecuación balanceada es la siguiente: 6O_{2}+C_{6}H_{12}O_{6}} →
6CO_{2}+6H_{2}O}. Hay 6 moléculas del producto deseado, el dióxido de
carbono (CO_{2}}), y 1 molécula del reactivo limitante, la glucosa
C_{6}H_{12}O_{6}}).
La proporciónde dióxido de carbono y glucosa es de 6/1 = 6. En otras
palabras, esta reacción puede producir 6 moléculas de dióxido de carbono por
cada molécula de glucosa.
4
Multiplica la proporciónporla cantidad en moles del reactivo. El resultado
será el rendimiento teórico del producto deseado expresado en moles.
La cantidad inicial de glucosa era 0,139 moles, mientras que la proporciónde
dióxido de carbono y glucosa es de 6. El rendimiento teórico del dióxido de
carbono es (0,139 moles de glucosa) x (6 moles de dióxido de carbono / 1 mol
de glucosa) = 0,834 moles de dióxido de carbono.

15. 5
Convierte el resultado obtenido a gramos. Multiplica el resultado en moles por
la masa molar de dicho compuesto para hallar el rendimiento teórico en
gramos. En la mayoría de los experimentos, es mejor utilizar el gramo.
Por ejemplo, la masa molar de CO2 es de aproximadamente 44 g/mol (la masa
molar del carbono es de aproximadamente 12 g/mol y del oxígeno,
aproximadamente 16 g/mol, de modo que la cantidad total es 12 + 16 + 16 =
44).
Multiplica 0,834 moles de CO2 x 44 g/mol CO2 para obtener como resultado
aproximadamente 36,7 gramos. Por consiguiente, el rendimiento teórico del
experimento es de 36,7 gramos de CO2.
Parte
3
Calcular el rendimiento porcentual
1
Comprende a la perfección el significado de rendimiento porcentual. El
rendimiento teórico que calculaste asume que toda la ecuación se dio en
condiciones perfectas, lo que nunca sucedeen un experimento real, pues los
contaminantes y otros problemas imprevisibles pueden hacer que algunos de
los reactivos no logren convertirse en el producto. Esta es la razón por la que
algunos químicos emplean tres conceptos distintos para referirse al
rendimiento:
El rendimiento teórico es la cantidad máxima de producto que el experimento
pudo generar.
El rendimiento real es la cantidad real que creaste, medida directamente con
base en una escala.
La fórmula del rendimiento porcentual es la siguiente
Por ejemplo, un rendimiento porcentual del 50 % indica que, al finalizar una
reacción química, obtienes como máximo el 50 % de la cantidad esperada.

16. 2
Escribe el rendimiento real del experimento. Si realizaste el experimento por
tu cuenta, reúne el producto purificado a partir de la reacción y pésalo en una
báscula para calcular su masa. En cambio, si se trata de un ejercicio o tarea, ya
debes tener la información del rendimiento real.
Supongamos que la reacción real es de 29 gramos de CO2.
3
Divide el rendimiento real entre el rendimiento teórico. Asegúrate de emplear
la misma unidad para ambos valores (por lo general, gramos). El resultado
será una proporcióninferior a la unidad.
El rendimiento real fue de 29 gramos, mientras que el rendimiento teórico fue
de 36,7 gramos. Por consiguiente, si hacemos el cálculo, obtendremos el
siguiente resultado
4
Multiplica el resultado obtenido por100 para convertirlo en porcentaje. La
respuesta será el rendimiento porcentual.
0,79 x 100 = 79, de modo que el rendimiento porcentual del experimento es de
79 %. Esto significa que creaste un 79 % de la máxima cantidad posible de
CO2.