Nombre del Docente: JUAN MNAUEL NOY HILARIÓN Correo E ...

Nombre del Docente: JUAN MNAUEL NOY HILARIÓN

Correo E: [email protected]

Curso: DÉCIMOS

Asignatura: química Sede: A JM

TEMATICAS A EVLAUAR “ESTEQUIOMETRIA Y CNATIDADES QUÍMICAS, LOS GASES Y EQUILIBRIO

QUÍMICO”

Objetivos: Reconocer las características generales y particulares de la estequiometria, los gases y el equilibrio

químico y su contextualización en eventos de nuestra vida cotidiana.

DESEMPEÑOS:

Cognitivos

Reconoce las características cualitativas de una reacción química.

Reconoce las características y las leyes particulares de los gases, así como su uso en algunas situaciones o

eventos cotidianos.

Reconoce las características de los equilibrios químicos homogéneos como el mecanismo de reactividad de

reacciones químicas reversibles.

Soluciona ejercicios de lápiz y papel sobre leyes de los gases y equilibrio químico que requieren de su habilidad

de organización de datos, interpretación gráfica y resolución de problemas.

Socio afectivos

Valora el trabajo individual y no se copia de otros.

Demuestra interés por el aprendizaje y cumple con sus trabajos y retos.

Prácticos

Realiza trabajo práctico de laboratorio sobre gases velocidad de reacción empleado materiales de su

cotidianidad.

Desarrolla ejercicios de lápiz y papel referidos a reacciones químicas, expresando sus resultados en términos

de peso, cantidad de sustancia y/o número de partículas

Fecha Inicio: 26 DE ENERO DE 2021 Fecha de Entrega: LA ACORDADA POR COORDINACIÓN

Introducción:

Las cantidades químicas o estequiometria son una temática importante en la comprensión de los conceptos de

química y su relación con las matemáticas, es por esto que saber balancear una ecuación química (que es la forma

de representar un cambio químico o reacción química) es de vital importancia. Existe una relación sencilla entre

los conceptos teóricos de la estequiometria y su aplicación en procesos productivos e industriales, por cuanto la

aplicación real del concepto permite ahorrar en las cantidades de sustancia que se usan en una serie de procesos

industriales, medicinales y hasta de nuestra cotidianidad. De otra parte, la química se ve desde tres lenguajes, uno

el de lo macroscópico, otro desde el lenguaje de la química y un último, desde lo microscópico. Y es aquí, donde

la concepción de cantidades químicas y estequiometria desde el lenguaje propio de la química.

“No podría faltar el estudio particular de ese tercer estado de agregación de la materia donde las moléculas o

átomos que conforman las sustancias materiales (elementos, compuestos o mezcla heterogéneas y homogéneas)

tienen importancia y aplicación, tal es la fuerza de repulsión que el espacio generado entre ellas es muy grande,

lo cual permite que los gases no tengan volumen ni forma definida y se expanda ocupando en forma desordenada

el mayor espacio posible.

Un gas es compresible y reducir su volumen, retronando al estado líquido por aumento de las fuerzas de cohesión

o atracción entre átomos y/o moléculas que lo conformen. Lo anterior explica sus propiedades de expansibilidad y

compresibilidad sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La

compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas, éste pasará

a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven y chocan con más energía contra las paredes

del recipiente, por lo que aumenta la presión: El comportamiento físico de un gas es independiente de su

composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el número de moles

de la sustancia”.

Adaptado de: http://bdigital.unal.edu.co/8872/1/mauriciotrianamora.2012.pdf

Por último, “los equilibrios químicos son importantes en muchos campos de las ciencias naturales, la ingeniería,

las ciencias de la salud y en cualquier otro donde se aplique la química. La comprensión de los factores que

determinan la composición de un equilibrio permite predecir sus posibles cambios y controlar las reacciones. Los

procesos químicos tienden a ir de los reactivos a los productos a una velocidad X. a medida que se forman los

productos, estos inician su desplazamiento hacia los reactivos y lo hacen a una velocidad Y. El proceso continúa

hasta que la velocidad X y Y son iguales en términos de formación de un estado dinámico en que las

concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes, es aquí, donde la reacción se encuentra en

equilibrio químico. (Chang y col., 2003)”.

Adaptado de: http://www.bdigital.unal.edu.co/9331/1/71392948.2013.pdf

Luego de este pequeño preámbulo, los invito a sumergirse en las temáticas y conceptos que encierran el estudio

de las magnitudes, la materia y el átomo, los gases y del equilibrio químico y su aplicabilidad en procesos

cotidianos.

mailto:[email protected]

http://bdigital.unal.edu.co/8872/1/mauriciotrianamora.2012.pdf

http://www.bdigital.unal.edu.co/9331/1/71392948.2013.pdf

TRABAJO DE REFUERZO Y NIVELACIÓN PRIMER SEMESTRE

DESEMPEÑOS

1. Reconoce las características cualitativas de una reacción química.

2. Desarrolla ejercicios de lápiz y papel referidos a reacciones químicas, expresando sus resultados en

términos de peso, cantidad de sustancia y/o número de partículas.

PROCEDIMIENTO DE ENTREGA DEL TRABAJO

El trabajo es individual, manuscrito y en hojas recicladas o cuadriculadas examen o en el cuaderno.

La nota máxima de RECUPERACION DEL 1º semestre solo será de 3,0.

ACTIVIDAD 1

TEMA: ECUACIONES QUIMICAS Y SU BALANCEO

1. Balancear por tanteo las siguientes ecuaciones químicas:

Fe + HCl FeCl3 + H2

CO2 + H2O C6H12O6 + O2

C4H10 + O2 CO2 + H2O

CaCO3 CaO + CO2

FeCl3 + K4[Fe(CN 6] Fe4[Fe(CN)6]3 + KCl

H2SO4 + AlCl3 Al2(SO4)3 + HCl

CuCl2 + H2S CuS + HCl

Cu(NO3)2 + H2SO4 HNO3 + CuSO4

KClO3 KCl + O2

KOH + Cl2 KCl + KClO3 + H2O

Zn + NaNO3 + NaOH Na2(ZnO2) + NH3 + H2O

KMnO4 + NH3 KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

ACTIVIDAD 2

TEMA: TRIANGULO ESTEQUIOMETRICO (MASA ATOMICA Y MASA MOLAR: (g), CANTIDAD DE SUSTANCIA: (MOL) Y NÚMERO DE PARTÍCULAS: (Nº DE AVOGADRO EN

atm/mol o moléculas/mol),

1. Elabore los triángulos estequiométricos para las siguientes sustancias puras:

CuCl2 H2S CuS HCl Cu(NO3)2 H2SO4 HNO3 CuSO4 KClO3 KCO2 KOH Cl2 KCl KClO3 H2O

COLEGIO EL JAZMIN IED “Construyendo con Tecnología y Convivencia un Proyecto de Vida”

Guía Aprender en Casa

Guía Aprender en Casa. Cursos: 11º Página | 3

ACTIVIDAD 3

TEMA: ESTEQUIOMETRIA: CALCULOS DE PRODUCTOS, REACTIVO LIMITE Y RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN)

1. Solucione los siguientes ejercicios de lápiz y papel:

1. El gas propano, C3H8, en presencia de oxigeno (O2) reacciona para dar CO2 y H2O. ¿Cuántas moles de CO2 se forman cuando se queman 110 g de propano en presencia de aire?

2. ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350 g de H2S según la ecuación FeS + 2HCl H2S + FeCl3?

3. El zinc reacciona con el HCl para producir ZnCl2 e hidrógeno: Zn + 2HCl ZnCl2 + H2. Si se mezclan 56,0 g de Zn con un exceso de HCl, ¿cuál es el peso de ZnCl2 producido?

4. El nitrato de sodio se puede preparar a partir del carbonato de sodio y el ácido nítrico la siguiente reacción: Na2CO3 + 2HNO2 NaNO3 + H2O + CO2. ¿Cuántos gramos de NaNO3 pueden prepararse a partir de 21,2 g de Na2CO3?

5. El hidrógeno puede prepararse mediante la adición de ácido sulfúrico a zinc metálico. Zn + H2S04 H2 + ZnSO4. ¿Cuantos gramos de Zn puro deben ser tratados con un exceso de H2SO4 para producir 3,0 moles de H2?

6. Se hace saltar una chispa en una mezcla que contiene 25,0 g de H2 y 25,0 g de O2 para formar agua, de acuerdo con la reacción 2H2 + O2 H2O. (a) ¿Cuántas moles de agua se forman? (b) ¿Qué peso de agua se forma? (c) ¿Cuántas moles de H2 se consumen?

IMPORTANTE:

Envíen la solución de su trabajo en formato Word o PDF (escaneando en forma ordenada cada una de las

actividades con pregunta respuesta y pegándolas en una hoja de Word y luego convirtiéndola en PDF) al

correo [email protected] indicando sus apellidos, nombres y grado al cual pertenecen. Gracias

por su atención…




TRABAJO DE REFUERZO Y NIVELACIÓN SEGUNDO SEMESTRE

0. EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA, QUE COMPRENDEMOS

DESEMPEÑO

Soluciona ejercicios de lápiz y papel sobre las leyes de los gases y equilibrio químico que requieren de su

habilidad de organización de datos, interpretación gráfica y resolución de problemas.

Valora el trabajo individual y no se copia de otros.

1. Por favor, lea cuidadosamente las siguientes preguntas y responda desde los conocimientos que posea o

lo que intuya argumentando sus respuestas.

A. La reducción o aplastamiento de una botella plástica cuando se aplica una presión en su interior, se debe

a que

B. la cantidad de gas no era la suficiente para mantenerla llena.

C. la presión externa de la botella es diferente a la interna por ello, se reduce su tamaño.

D. no se ejerce suficiente presión para mantener la botella en su tamaño original.

E. El contenido de gas de la botella se escapa y por ello se reduce el volumen.

1. Si se infla demasiado una bomba con el aire de los pulmones, lo que esperaría usted es que se

A. estalle puesto que el volumen del globo es insuficiente para la cantidad de gas adicionado.

B. eleve porque el aire tiene a difundirse muy fácilmente.

C. Retorne al tamaño inicial de la bomba, ya que el aire inducido escapa por lo orificios del globo.

D. Reviente, debido a que el volumen del gas aumenta sin lograr mantenerse dentro del globo.

2. Responde el siguiente interrogante: ¿Por qué sientes más calor en Cartagena que en Bogotá?

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

_____________________________________________________________________________________

3. De acuerdo con la siguiente reacción: Mg (OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O

Si se mezclan 5 moles de Mg (OH)2 y 7 moles de HCl, cuantos moles de cada una de las sustancias

representadas en la ecuación química estarán presentes después de la reacción?

4. Cada una de las siguientes graficas es una representación microscópica de un recipiente en dos

momentos distintos. Los símbolos, ●, ○ representan partículas (átomos, iones o moléculas) de distintas

especies químicas. En cuáles de los siguientes casos pudo haber ocurrido una reacción química?

Justifique brevemente su elección.

Ejercicios tomados de: http://bdigital.unal.edu.co/8872/1/mauriciotrianamora.2012.pdf y







1. LOS GASES: SUS CARACTERÍSTICAS, VARIABLES Y LEYES

DESEMPEÑO

Reconoce las características y las leyes particulares de los gases así como su uso en algunas situaciones

o eventos cotidianos.


1. Realice la siguiente lectura:

Se denomina gas al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal

composición son moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, haciendo que no tengan

volumen y forma definida, provocando que éste se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la

contiene; en los gases, las fuerzas gravitatorias y de atracción entre partículas resultan insignificantes. El

término “gas” es considerado en algunos diccionarios como sinónimo de vapor, pero no hay que confundirlos,

ya que el término de vapor se refiere estrictamente para aquel gas que se puede condensar por presurización

a temperatura constante (Chang R, 2002). Los gases pueden comprimirse y así ocupan el mayor volumen

disponible. Si bien las fuerzas intermoleculares son muy débiles, predominan las de expansión; sus moléculas

están muy separadas y se mueven al azar. En un gas, el número de partículas por unidad de volumen es

también muy pequeño.

Las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre ellas y con las paredes del recipiente

que los contiene. Lo anterior explica las propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los

gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La

compresibilidad tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas, éste

pasará a estado líquido. Al aumentar la temperatura las partículas se mueven y chocan con más energía contra

las paredes del recipiente, por lo que aumenta la presión: El comportamiento físico de un gas es independiente

de su composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura y el número

de moles de la sustancia. La Figura 1 muestra un esquema que resume las propiedades del estado gaseoso

(Domínguez, C., 2007).

VARIABLES DE UN GAS

VOLUMEN (V): Se refiere al espacio ocupado por el gas. Un gas se expande espontáneamente hasta

llenar completamente el recipiente que lo contiene, por eso el volumen ocupado por un gas es la capacidad

completa del recipiente. Una de las propiedades características de los gases es su carencia de forma y su

expansión ilimitada debido a su estructura interna. Sabemos que todos los gases se expanden

indefinidamente hasta llenar el espacio dentro del cual están contenidos; por eso una determinada muestra

de gas no tiene ni forma, ni volumen definido. El estado gaseoso también se caracteriza por su alto grado

de compresibilidad. Para producir una disminución mínima en el volumen de un líquido o un sólido se

requiere aplicar una presión enorme, mientras que un gas fácilmente puede ser reducido a una pequeña

fracción de su volumen original. También cuando dos o más gases se ponen en contacto se mezclan total

y uniformemente en todas sus proporciones, y por eso cualquier mezcla de gases es homogénea (Cotton,

F. A., 1986). Por convenciones de la IUPAC, la unidad de medida del volumen para los gases se hace en

términos de litros (L).

PRESIÓN (P): La razón por la cual los gases ejercen presión, es que estos en una especie de bombardeo

continuo (Movimiento Browniano), golpean las paredes del recipiente que los contienen. La presión se

define, clásicamente, como la fuerza (F) por unidad de área (A); luego, la presión de un gas es la fuerza

que éste ejerce sobre el recipiente que lo contiene, dividida por el área de superficie del recipiente. La

presión ejercida al interior del gas es diferente a la presión atmosférica, definiéndose esta última como la

presión que ejerce el aire sobre los cuerpos y varía con respecto a la altura sobre el nivel del mar. La

presión de los gases se mide con un aparato llamado manómetro. ). Por convenciones de la IUPAC, la

unidad de medida de la presión para los gases se hace en términos de atmosferas o atm (1 atm es

equivalente a 760mm de Hg o 760 Torricelli).




TEMPERATURA (T): Esta propiedad en un cuerpo es la misma que determina el flujo de calor hacia otro

cuerpo o de otros cuerpos hacia él (Petrucci, R., 1988). Para expresar la temperatura existen varias

escalas, las más usadas son la Celsius (centígrada), Fahrenheit y Kelvin. Cuando el bulbo se introduce

en un sistema que se encuentra a una temperatura diferente, se establece un flujo de calor y el mercurio

se dilata o se contrae si el medio es de mayor o menor temperatura. Por convenciones de la IUPAC, la

unidad de medida de la temperatura para los gases se hace en términos de la escala Kelvin (K).

CANTIDAD DE SUSTANCIA CS): Hace referencia al número de moles que se pueden hacer equivalentes

a la masa o el número de partículas componedoras de los gases contenidas en un recipiente. Por

convenciones de la IUPAC, la unidad de medida de la cantidad de sustancia para los gases se hace en

términos de su unidad de medida llamada mole (n).

LAS LEYES DE LOS GASES Y SU USO MATEMÁTICO

De los tres estados de las materia, es el estado gaseoso en donde las interacciones entre sus partículas son

mínimas, por lo que, es en este caso, en donde el estudio y la interpretación de los resultados obtenidos es

menos complicada. Como resultado de tales estudios, se ha llegado a establecer una serie de

generalizaciones empíricas que se denominan: Leyes de los Gases. El siguiente mapa conceptual indica las

condiciones de trabajo para estas cuatro variables y el nombre de la ley cuando se varían dos de las

condiciones y se dejan constantes las otras dos (V. T, P y CS).

Lectura adaptada de: http://bdigital.unal.edu.co/8872/1/mauriciotrianamora.2012.pdf

1. Resuelva las siguientes actividades explicando con sus palabras:

¿Por qué un gas es diferente a un líquido y un sólido?

¿Qué entiende por variables de los gases?

2. Leyendo el mapa conceptual e indagando por su cuenta complete la siguiente tabla:

LEY VARIABLES QUE

CAMBIAN

VARIABLES QUE NO

CAMBIAN

EXPRESIÓN

MATEMÁTICA

EJMEPLOS DE

APLICACIÓN COTIDIANA

BOYLE

CHARLES

GAY LUSSAC

AVOGADRO

DALTON





3. ACTIVIDAD PRÁCTICA DE LABORATORIO, LOS GASES CARACTERISTICAS Y LEYES

DESEMPEÑO

Realiza trabajo práctico de laboratorio sobre gases empleado materiales de su cotidianidad.

FUNDAMENTO

Los gases como acabamos de leer presentan cuatro variables que nos permiten hacer un estudio cualitativo y

cuantitativo de su comportamiento. La variación de una de ellas implica cambios en las condiciones y

presentación del gas, tales cambios por variación los conocemos como leyes de los gases, tratemos de realizar

las siguientes actividades prácticas de laboratorio en forma segura y atenta para no ocasionar ningún accidente

al interior de sus casa.

PROCEDIMIENTO 1

1. Coloque una bomba en la boca de una botella de vidrio, luego introdúzcala en un

baño maría (En una olla con agua para calentar por transposición de calor). Procure

mantener el globo lo más lejos de la llama de la estufa. Tómese unos 5 minutos en el

calentamiento y conteste las siguientes preguntas:

Formule una hipótesis frente a la práctica experimental realizada antes de empezar el experimento.

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Indique lo ocurrido en su práctica atendiendo a que variables cambiaron y cuales no

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Dibuje su práctica experimental

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Explique en términos de las leyes de los gases lo observado.

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Si al final de la práctica experimental coloca la botella sobre un paño o trapito ara aislarlo de la superficie

de contacto y espera que se enfríe ¿Qué ocurrirá? Explique sus afirmaciones.

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Indique que ley aplica y si su hipótesis fue acertada.

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO 2

2. Empleando una botella de vidrio que reemplace al Erlenmeyer, una jeringa, dos

pitillos y un corcho o plastilina con papel aluminio realice el montaje de la imagen

y busque cumplir las siguientes condiciones: En la botella de vidrio coloque una

cantidad adecuada de agua, séllela completa y herméticamente con un tapón o

similar al cual le ha realizado dos orificios pequeños y le ha colocado dos pitillos previamente uno dirigido




y sellado a la jeringa y el otro en contacto con el agua con salida al exterior. Aplique fuerza sobre el embolo

de la jeringa y luego redúzcala. Hágalo cuantas veces necesite para poder contestar las siguientes

preguntas:


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Describa lo ocurrido luego de realizada la práctica experimental indicando cuales variables cambiaron y

cuales permanecieron constantes

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Indique que el nombre de la ley que aplica y si su hipótesis fue acertada.

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

PROCEDIMIENTO 3

3. Tome un pingpong y aplíquele una pequeña presión que lo deforme, previamente

prepare un baño maría sencillo usando una olla con agua y en ella sumerja un vaso de

vidrio resistente que contenga agua y sobre él coloque el pingpong deformado. Someta

a calentamiento, con ayuda de una cuchara mueva el pingpong y luego de un rato

conteste las siguientes preguntas:


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Describa lo ocurrido luego de realizada la práctica experimental indicando cuales variables cambiaron y

cuales permanecieron constantes

_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________


_____________________________________________________________________________________

___________________________________________________________________________________

Indique que el nombre de la ley que aplica y si su hipótesis fue acertada.

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4. EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMAS HOMOGENEOS CARACTERISTICAS GENERALES

DESEMPEÑO

Reconoce las características de los equilibrios químicos homogéneos como el mecanismo de reactividad

de reacciones químicas reversibles.


1. Realice la siguiente lectura:

El equilibrio químico es uno de los conceptos centrales en la enseñanza de la química, la importancia de su

estudio radica en que complementa el tema de reacción química y permite comprender los equilibrios de la

naturaleza, la aplicación industrial y la vida cotidiana. Un equilibrio químico es la representación mediante

ecuaciones químicas de la reversibilidad de una reacción química en función de los productos y los reactivos.

Existen dos tipos de equilibrios químicos según sea el estado de presentación de los reactivos y productos

dentro de la ecuación química. Tenemos que son:

HOMOGÉNEOS: Cuando todas las sustancias reaccionantes y productos se encuentran en estado

gaseoso.

HETEROGÉNEOS: Cuando las sustancias reaccionantes y productos se encuentran en diferentes

estados incluyendo el gaseoso.

El equilibrio químico es un estado de un sistema reaccionante en el que no se observan cambios a medida

que transcurre el tiempo, a pesar de que siguen reaccionando entre si las sustancias presentes. En la mayoría

de las reacciones químicas, los reactivos no se consumen totalmente para obtener los productos deseados,

sino que, por el contrario llega un momento en el que parece que la reacción ha concluido. Una reacción en

equilibrio es un proceso dinámico en el que continuamente los reactivos se están convirtiendo en productos y

los productos se convierten en reactivos; cuando lo hacen a la misma velocidad nos da la sensación de que

la reacción se ha paralizado.

Esto, en términos de velocidad, se puede expresar según consta en la Figura 1. Así pues, si tenemos una

reacción:

Figura 1: Velocidades de formación y descomposición del HI.

Cuando ambas velocidades se igualan, se considera que el sistema está en equilibrio. Se puede deducir que

el sistema evolucionará cinéticamente, en uno u otro sentido, con el fin de adaptarse a las condiciones

energéticas más favorables. Cuando éstas se consigan, diremos que se ha alcanzado el equilibrio.

En un sistema en equilibrio se dice que el mismo se encuentra desplazado hacia la derecha si hay más

cantidad de productos (C y D) presentes en el mismo que de reactivos (A y B), y se encontrará desplazado

hacia la izquierda cuando ocurra lo contrario. Se podrían tener, por tanto, las dos situaciones representadas

en la Figura 2.




Figura 2: (a) y (b). Representación de un sistema en equilibrio cuando predominan los Reactivos (a) o los productos (b).

Consideremos la reacción de obtención del trióxido de azufre a partir de azufre y oxígeno a 1 000 °C según:

Inicialmente partimos de 0,4 moles de SO2 y 0,2 moles de O2 en

un recipiente de 1 litro de capacidad. Al cabo del tiempo se establece el equilibrio y se comprueba que se han

formado 0,06 moles de SO3 y quedan sin reaccionar 0,34 moles de SO2 y 0,17 moles de O2 (ver Figura 3. (a))].

Si no se cambian las condiciones de reacción, estas concentraciones permanecen inalteradas, pues se ha

conseguido alcanzar el estado de equilibrio, lo cual no quiere decir que la reacción se haya parado, ya que el

estado de equilibrio es un estado dinámico permanente. A continuación variamos las concentraciones de

partida y realizamos otra experiencia. Partimos ahora de 0,4 moles de SO3 en el mismo recipiente anterior, sin

añadir ni SO2 ni O2. Al alcanzarse el equilibrio, en las mismas condiciones anteriores, 1000 °C, comprobamos

que las concentraciones de las especies que intervienen en la reacción son las mismas que las obtenidas

anteriormente (3 (b)). El hecho de que las concentraciones de reactivos y productos coincidan en ambos casos

es casual y se debe a que se han tomado cantidades estequiometricas en los dos casos estudiados. Si las

cantidades hubieran sido otras cualesquiera, lo único que permanecería constante sería la Keq, que

estudiaremos a continuación, siempre y cuando no se modifique la temperatura. Otra cuestión distinta es el

tiempo necesario para alcanzar el equilibrio, que puede ser mayor o menor que el del primer experimento.

Figura 3: (a) y (b). Representación del equilibrio para la formación del SO3 (a) y para la descomposición del SO3 (b).

CONSTANTE DE EQUILIBRIO

En el ejemplo estudiado anteriormente se comprueba que las concentraciones de las sustancias que

intervienen en el proceso, cuando éste llega al equilibrio, son las mismas, independientemente de la

concentración inicial. Esto hace pensar que debe existir una relación entre ellas que permanezca constante,

siempre y cuando la temperatura no varíe. Fue así como Guldberg y Waage, en 1864, encontraron, de una

forma absolutamente experimental, la ley que relacionaba las concentraciones de los reactivos y productos en

el equilibrio con una magnitud, que se denominó constante de equilibrio. Así pues, si tenemos un equilibrio de

la forma:




La velocidad de la reacción directa o hacia la derecha, si es un proceso elemental, será:

Mientras que, para la reacción inversa, vale:

En las expresiones anteriores, Kd y Ki son las constantes de velocidad específicas para ambas reacciones, derecha e izquierda respectivamente. Como, por definición, ambas velocidades son iguales en el equilibrio vd = vi , se cumple que:

Pasando ambas constantes al mismo lado, y las concentraciones al otro:

Miremos y analicemos estos dos ejemplos:

Tomado de: https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf

PRINCIPIO DE LECHATELIER

Principio de Lechatelier: Un sistema en equilibrio puede ser alterado si se modifican las condiciones que se

establecieron para lograr el equilibrio. Esto es, puede haber cambios en las concentraciones de los reactivos

y/o productos, la presión, el volumen y la temperatura del sistema y romper el equilibrio. Estos cambios en los

sistemas en equilibrio fueron estudiados por el Químico Industrial Henri Louis Le Chatelier, quien estableció:

si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura, presión o concentración, el sistema

https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf




se desplazará en la dirección que contrarreste al mínimo dicha perturbación, lográndose un nuevo estado de

equilibrio. Los factores que afectan el equilibrio químico en un sistema homogéneo son:

Cambios de concentración: Cuando se agrega una sustancia a un sistema en equilibrio, reactivo o

producto, éste se desplazará en el sentido que lo contrarreste consumiendo la sustancia adicionada y

conseguir un nuevo estado de equilibrio. Si por el contrario, se extrae del sistema reactivo o producto, el

sistema se dirigirá en la dirección que se forme más de la sustancia retirada.

Ejemplo: En la reacción

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

a) Si se agrega NO y/o O2 o ambos, la reacción se desplaza en el sentido que se consuman, hacia la formación

de NO2.

b) Se adiciona NO2, la reacción se desplaza hacia la formación de reactivos.

c) Si se retira NO y/o O2 o ambos, el sentido de la reacción que se favorece es hacia la formación de la

sustancia o sustancias retiradas, hacia la izquierda.

d) Se extrae NO2, la reacción se orienta a la formación de éste, hacia la derecha.

Cambios en el volumen y la presión. Un sistema en equilibrio a temperatura constante en el que se

reduce el volumen origina un aumento en la presión total, de tal forma que el equilibrio se desplazará en

el sentido que disminuya la presión ejercida por las moléculas, es decir, donde haya menor número de

moles gaseosos. Los cambios de presión no afectan a los líquidos ni a los sólidos por ser prácticamente

incompresibles. Si se produce el cambio contrario, un aumento en el volumen, la presión disminuye,

entonces la reacción se desplaza hacia donde exista mayor número de moles gaseosos. En un sistema

con igual número de moles gas en reactivos y productos, un cambio de presión no afecta la posición del

equilibrio.

Ejemplo: Para la reacción anterior

a) Un aumento en la presión, reduce el volumen y por consiguiente el número total de moles gas por unidad

de volumen es mayor. Para contrarrestar este aumento de concentración se orienta hacia la disminución del

número de moles, a la producción de NO2.

b) Disminuir la presión en este sistema aumenta el volumen y se favorece la formación de reactivos, hacia el

aumento en el número de moles gas.

Cambios en la temperatura: Los cambios de concentración, presión y

volumen sólo alteran la posición del equilibrio y no el valor de la constante de

equilibrio como sucede con los cambios de temperatura. Hay que recordar que

para cada temperatura la Keqtiene un determinado valor. Para saber cómo

afecta la temperatura a un sistema en equilibrio, es necesario tomar en cuenta

los cambios de entalpía. Una reacción endotérmica requiere energía para

llevarse a cabo, por lo que se puede considerar como un reactivo, un

incremento en la temperatura es como si se adicionara dicho reactivo, por lo

tanto, el sistema se desplaza hacia los productos. Una reacción reversible, si

en un sentido es endotérmica en el sentido contrario es exotérmica con un

cambio de entalpía exactamente igual pero con signo contrario. Así, un aumento en la temperatura

beneficia a la reacción endotérmica, mientras que la reacción exotérmica se favorece con la disminución.

Ejemplo: Se tiene la reacción

2NO2(g) N2O4(g)

Dónde:

2NO2(g) → N2O4(g) ∆H0r = -58 kJ reacción exotérmica

N2O4(g) → 2NO2(g) ∆H0r = +58 kJ reacción endotérmica




a) Un aumento de temperatura, promueve la formación de NO2.

b) Una disminución de la temperatura produce síntesis de N2O4.

APLICACIONES DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

En la industria cervecera, la ley de Le Chatelier, es muy usada para determinar el tiempo y la velocidad

de la fermentación, en los procesos vascos que conocemos de su normal uso.

En la medicina, para las operaciones al corazón, se altera el equilibrio químico, disminuyendo así la

temperatura a 4ºc para que los procesos metabólicos sean más lentos y así minimizar los daños

producidos a los tejidos.

Al bañarse, hay un equilibrio químico entre la disolución que se produce entre la mugre y el enjuague del

mismo.

Botella de agua o de algún refresco, cuando esta frío ves que le salen unas gotas de agua, esto se produce

porque lo frío de la botella entra en contacto de la temperatura ambiental que es lógicamente más caliente

y condensa con el agua y el ambiente.

En una piscina, es el agua la que adquiere la temperatura ambiente por ese equilibrio.

Un gas en un recipiente cerrado, se le pueden adaptar distintos tipos de condensaciones para lograr un

equilibrio químico (temperatura, presión, volumen, catalizador).

Tomado de: http://catalinaartunduaga.blogspot.com/

2. Indague sobre los siguientes aspectos del equilibrio químico:

¿Qué es un equilibrio heterogéneo?

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Elabore una tabla comparativa de los factores que afectan el equilibrio químico y cómo lo hacen

FACTOR AUMENTO DE

REACTIVOS

AUMENTO DE

PRODUCTOS

EJEMPLOS

CONCENTRACIÓN

TEMPERATURA

PRESIÓN Y

VOLUMEN

En otra tabla comparativa ejemplifique una aplicación del tema equilibrio químico en: Ingeniería, medicina,

medio ambiente, industria, alimentos y procesos tecnológicos.

APLICACIONES

1. INGENIERIA

2. MEDICINA

3. MEDIO AMBIENTE

4. INDUSTRIA

5. ALIMENTOS

6. PROCESOS TECNOLÓGICOS

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5. ACTIVIDAD PRÁCTICA DE LABORATORIO, VELOCIDAD DE REACCIÓN

DESEMPEÑO

Realiza trabajo práctico de laboratorio sobre velocidad de reacción empleado materiales de su

cotidianidad.

FUNDAMENTO

La rapidez con la que se produce una transformación química es un aspecto muy importante. Tanto desde el

punto de vista del conocimiento del proceso como de su utilidad industrial, interesa conocer la velocidad de la

reacción y los factores que pueden modificarla. Se define la velocidad de una reacción química como la

cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como

referencia un reactivo) por unidad de tiempo. ¿De qué depende que una reacción sea rápida o lenta? ¿Cómo

se puede modificar la velocidad de una reacción? Una reacción química se produce mediante colisiones

eficaces entre las partículas de los reactivos, por tanto, es fácil deducir que aquellas situaciones o factores

que aumenten el número de estas colisiones implicarán una mayor velocidad de reacción. Estos factores

pueden ser, naturaleza de los reactivos, concentración de los reactivos, catalizador, temperatura

PROCEDIMIENTO 1

Tome dos vasos limpios y secos Poner iguales cantidades de agua en ambas vasos. Colocar un vaso en el

congelador durante aproximadamente treinta minutos y dejar el otro a la temperatura ambiente. Sacar el vaso

de agua del congelador y echar una tableta de Alka-Seltzer en cada una de los vasos.


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Describa lo ocurrido luego de realizada la práctica experimental indicando el tiempo de dilución den Alka-

Selzer en cada vaso.

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Explique en términos del concepto velocidad de reacción que ocurrió cuando vario la temperatura.

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Argumente si su hipótesis fue acertada o errada.

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PROCEDIMIENTO 2

Coloque cantidades iguales de agua a la misma temperatura (caliente o en frio) en ambos vasos. Con el

cuchillo, corte una de las tabletas en pequeños trozos y la otra déjela normal. Introdúzcalas al mismo tiempo

en los diferentes vasos. Conteste las mismas preguntas que en el PROCEDIMIENTO 1.




6. LA DIVERSIÓN ES NECESARIA, ASI QUE….

1. Ingrese a los siguientes vínculos y pruebe cada recurso interactivo.

Recurso interactivo (2020). Propiedades de los gases. University of

Colorado. Consultada en https://phet.colorado.edu/sims/html/gas-

properties/latest/gas-properties_es.html

Recurso interactivo (2020). Velocidad de reacción. University of

Colorado. Consultada en

https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/reactions-and-rates

Recurso interactivo (2006) Influencia de la presión en el equilibrio de formación del amoniaco. Educaplus.org. Consultada en http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-presion

Recurso interactivo (2006) Influencia de la temperatura en el equilibrio

de formación del amoniaco. Consultada en

http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-

temperatura

IMPORTANTE: Envíen la solución de su trabajo en formato Word o PDF (escaneando en forma ordenada cada una de las actividades con pregunta respuesta y pegándolas en una hoja de Word y luego convirtiéndola en PDF) al correo [email protected] indicando sus apellidos, nombres y grado al cual pertenecen. Gracias por su atención…

https://phet.colorado.edu/sims/html/gas-properties/latest/gas-properties_es.html



http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-presion


http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-temperatura





7. LA EVALUACIÓN

1. Complete la siguiente matriz de evaluación de acuerdo al trabajo que ha realizado desde su casa,

colocándose un juicio valorativo de 1,0 a 5.0

TEMATICA

¿Qué aprendí? ¿Cuál es la nota que merezco y

porque?

1. ESTEQUIOMETRIA Y

CANTIDADES QUÍMICAS

2. EVALUACIÓN DIAGNÓSTICA,

QUE COMPRENDEMOS

3. LOS GASES: SUS CARACTERÍSTÍCAS, VARIABLES Y LEYES

4. ACTIVIDAD PRÁCTICA DE

LABORATORIO, LOS GASES

CARACTERÍSTICAS Y LEYES

5. EQUILIBRIO QUÍMICO EN SISTEMAS HOMOGÉNEOS CARACTERÍSTICAS GENERALES

6. ACTIVIDAD PRÁCTICA DE

LABORATORIO, VELOCIDAD DE

REACCIÓN

7. LA DIVERSIÓN ES NECESARIA,

ASI QUE….

IMPORTANTE:

Envíen la solución de su trabajo en formato Word o PDF (escaneando en forma ordenada cada una de las

actividades con pregunta respuesta y pegándolas en una hoja de Word y luego convirtiéndola en PDF) al

correo [email protected] indicando sus apellidos, nombres y grado al cual pertenecen. Gracias

por su atención…




8. BIBLIOGRAFÍA

1. Artunduaga C., (2015) Aplicaciones del equilibrio químico en la vida cotidiana. Disponible en

http://catalinaartunduaga.blogspot.com/2015/08/aplicaciones-del-equilibrio-quimico-en.html Consultado

18 de julio de 2020 a las 8:01 pm.

2. Bedoya J.A., (2012) Compilación de propuestas de guías didácticas de química experimental desde lo

cotidiano para los contenidos de grado décimo y undécimo de educación media colombiana. (Tesis de

Maestría). Universidad Nacional de Colombia. Medellín, Colombia. Consultada en

http://bdigital.unal.edu.co/8219/1/98551903.2012.pdf

3. Castaño E.A., (2012) Enseñanza de equilibrio químico haciendo uso de las TICs para estudiantes del

grado once de enseñanza media. (Tesis de Maestría). Universidad Nacional de Colombia. Bogotá D.C,

Colombia. Consultada en http://www.bdigital.unal.edu.co/9331/1/71392948.2013.pdf

4. Equilibrio químico 05 (2020) (2020) https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf

Consultado 18 de julio de 2020 a las 6:30 pm

5. Fabio Alejandro Paredes F. A., (2014) Una propuesta didáctica para la enseñanza del equilibrio químico

en fase gaseosa desde la teoría cinética molecular. . (Tesis de Maestría). Universidad Nacional de

Colombia. Bogotá D.C, Colombia. Consultada en http://bdigital.unal.edu.co/45365/1/71267102.2014.pdf 6. Raymond Chang., Williams College. 2001. Química. McGraw Hill. Séptima edición. Enrique Gutiérrez Ríos.

1985. Química. Editorial Reverte. S.A.

7. Raymond Chang., Williams College. 2001. Química. McGraw Hill. Séptima edición. Enrique Gutiérrez Ríos.

1985. Química. Editorial Reverte. S.A.

8. Recurso interactivo (2006) Influencia de la presión en el equilibrio de formación del amoniaco.

Educaplus.org. Consultada en http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-presion

9. Recurso interactivo (2006) Influencia de la temperatura en el equilibrio de formación del amoniaco.

Consultada en http://www.educaplus.org/game/equilibrio-quimico-influencia-de-la-temperatura

10. Recurso interactivo (2020). Propiedades de los gases. University of Colorado. Consultada en


11. Recurso interactivo (2020). Velocidad de reacción. University of Colorado. Consultada en


12. Triana M., (2012) Propuesta experimental aplicada al aula para la enseñanza del tema de gases. (Tesis

de Maestría). Universidad Nacional de Colombia. Bogotá D.C, Colombia. Consultada en


http://catalinaartunduaga.blogspot.com/2015/08/aplicaciones-del-equilibrio-quimico-en.html



https://www.mheducation.es/bcv/guide/capitulo/8448157133.pdf







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