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• Thanzha Solhedad Shilva

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SEMANA 4 – QUÍMICA EN PROCESOS PRODUCTIVOS

QUÍMICA EN PROCESOS PRODUCTIVOS SEMANA 4

Equilibrio y estequiometría en reacciones química a

IACC 1

SEMANA 4 – QUÍMICA EN PROCESOS PRODUCTIVOS

APRENDIZAJE ESPERADO •

Verificar el equilibrio, la estequiometría en reacciones químicas y las soluciones, de acuerdo a los inconvenientes que puede tener una industria que trabaje con productos químicos.

IACC 2

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APRENDIZAJE ESPERADO..................................................................................................................... 2 INTRODUCCIÓN ................................................................................................................................... 4 1.EQUILIBRIO Y ESTEQUIOMETRÍA EN REACCIONES QUÍMICAS ......................................................... 5 1.1

NOCIONES PREVIAS ......................................................................................................... 5

1.1.1 CONCEPTOS DE REACCIÓN Y SOLUCIÓN ............................................................................ 6 1.1.2 MOL .................................................................................................................................... 6 1.1.3 MOLARIDAD (M)................................................................................................................. 8 1.1.4 PRESIÓN EN LOS GASES ...................................................................................................... 9 1.1.5 LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES ............................................................... 10 1.2

EQUILIBRIO QUÍMICO.................................................................................................... 12

1.2.1 CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K) ....................................................................................... 13 1.2.2 PROBLEMAS RESUELTOS .................................................................................................. 13 1.2.3 USO Y EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO ............................................. 15 1.2.4 CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN BASE A LAS PRESIONES PARCIALES ............................... 16 1.2.5 OTROS ASPECTOS ............................................................................................................. 17 1.3

REACTIVOS LIMITANTES Y EN EXCESO .......................................................................... 18

COMENTARIO FINAL.......................................................................................................................... 21

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INTRODUCCIÓN En los procesos químicos están presentes los reactivos, los cuales sufren una serie de cambios para obtener los productos deseados y, a medida que se forman estos productos, los reactivos van disminuyendo. Cuando las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes, se dice que la reacción química alcanzó el equilibrio químico. En los procesos e investigaciones es necesario conocer en qué momento las reacciones alcanzarán su equilibrio químico. En base a ello se conocen el tiempo y velocidad de reacción de diferentes procesos como, por ejemplo, en la elaboración de

cerveza se utiliza para determinar el tiempo y velocidad de fermentación de la cebada. También en algunos procesos, mediante el equilibrio químico, se puede determinar la temperatura ideal en la cual se formarán los productos. En los contenidos de esta semana se presentarán las nociones previas de equilibrio y estequiometría, para luego profundizar en el equilibrio químico y las características asociadas. También se estudiará el concepto de reactivo limitante y en exceso, para complementar la información necesaria de cómo los procesos químicos logran formar productos.

"No hay que temer a nada en la vida, solo hay que comprender" Marie Curie

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1. EQUILIBRIO QUÍMICAS 1.1 • • • •

Y

ESTEQUIOMETRÍA

EN

REACCIONES

NOCIONES PREVIAS

Aforo. Es la capacidad que puede contener un envase, el que puede ser absoluto (una sola medida) o parcial (varias medidas). Fase. Parte homogénea de un sistema que está en contacto con otras partes del mismo, pero separada de ellas por una frontera bien definida. Reacción exotérmica. Es un tipo de reacción en que se desprende energía, generalmente en forma de alza de temperatura. Matraz. Es un recipiente de cristal usado para mezclar soluciones químicas, los más comunes son el de forma esférica, con un cuello recto y estrecho (matraz aforado) y el llamado matraz Erlenmeyer.

Figura 1: Matraz Erlenmeyer.

• •

Puentes de hidrógeno. Es la interacción entre un átomo de hidrógeno y un átomo de un elemento con alta EN. Concentración. En química es la cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de solvente.

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1.1.1 CONCEPTOS DE REACCIÓN Y SOLUCIÓN Las reacciones químicas se refieren a un proceso en el cual una o varias sustancias denominadas reactivos se tranforman en sustancias nuevas llamadas productos.

En la reacciones químicas no solo son relevantes las nuevas moléculas que se generan como productos, sino también por el proceso intermedio entre reactivos y productos. Una solución se define como una mezcla homogénea que presenta una sola fase, esto quiere decir, que su apariencia es uniforme.

•

Una solución está formada por un soluto y un solvente.

•

El soluto es aquel que se encuentra en menor cantidad, mientras que el solvente es aquel que está en mayor cantidad.

1.1.2 MOL El mol es la unidad utilizada para expresar la cantidad de una sustancia que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) como átomos hay en 12 gramos de C-12. Se calcula mediante: 𝑛(𝑚𝑜𝑙) =

𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔) 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (

𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

Ejemplo de aplicación 1: ¿ Cuantos moles hay en 50 g de ácido sulfhídrico? Ácido sulfhídrico: H2SO4

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Elemento

Número de veces que aparece en el compuesto 2 1 4 Masa molar

H S O

Peso átomico (uma) 2 32 64 98 g/mol

Para obtener los moles se debe aplicar la siguiente fórmula: 𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)

𝑛(𝑚𝑜𝑙) =

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (

𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

Por lo tanto: Moles =

50 (𝑔) 98 (

𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

= 0,51

En 50 g de ácido sulfhídrico hay 0,51 moles. Es imporante saber que al mol también se le denomina como número de Avogadro y corresponde a 6,02252 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas), pero dada la extensión de este número se nombra simplemente como mol. (Chang y College, 2002). Por ejemplo: ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 3,5 g de ácido nítrico (HNO3)? Para resolver este ejercicio, recuerda que: 1mol de HNO3 = 6,02*1023 moléculas de HNO3 𝑛(𝑚𝑜𝑙) =

𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (

1 mol

→

𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

=

3,5 (𝑔) 𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

63 (

= 0,056 moles de HNO3

6,02*1023 moléculas de HNO3

0,056 moles de HNO3

→ X

X = 3,37*1022 moléculas de HNO3 Considerando entonces que 1 molécula de HNO3 tiene: 1 átomo de H 1 átomo de N

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3 átomos de O Luego se obtienen los átomos de oxígeno: 1 molécula de HNO3 → 3 átomos de O 3,37*1023 moléculas de HNO3 → X átomos de O X= 1,01*1023 átomos de oxígeno

1.1.3 MOLARIDAD (M) La concentración molar se expresa en moles presentes en un litro de solución. Luego, los moles (n) se calculan como la masa del componente sobre peso molecular. 𝑛(𝑚𝑜𝑙) =

𝑚𝑎𝑠𝑎 (𝑔)

𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 (

𝑔 ) 𝑚𝑜𝑙

La molaridad es: moles 1L

M=

Ejemplo de aplicación 2: Se tienen 150 ml de solución a 0.5 molar. Calcular la masa de ácido sulfúrico (H2SO4 ) en la solución. Solución: M = 0.5 molar V = 150 ml se transforman a litros ; 0,15 L Masa molar H2SO4 : 98 g/mol Despejando m: 0,5= m /( 98x0,15) -------->

m= 7,35 g

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1.1.4 PRESIÓN EN LOS GASES Cuando los reactivos y productos de una reacción química son gases, se puede formular la expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp), en vez de hacerlo con las concentraciones molares. Para expresar la constante de equilibrio en función de las presiones, es necesario conocer la ley de los gases ideales, la que se puede resumir en la siguiente expresión: PV = nRT P: presión del gas. V: volumen ocupado por el gas. n: cantidad de moles del gas. R: es la constante universal de los gases (a 273,15 + ºC) Ejemplo: En un recipiente de 3 L hay un gas encerrado a una presión de 1,2 atm. Si se sabe que en este volumen hay 3 mol del gas, determinar la temperatura del gas. PV=nRT Despejando T: 𝑎𝑡𝑚∗𝐿

1,2atm * 3L=3mol *0,08205746𝑚𝑜𝑙∗𝐾 𝑇 T =14,62 K Cuando un recipiente está cerrado, se debe cumplir que la cantidad de gas sea constante, de acuerdo a la siguiente ecuación: P1* V1 = P2 * V2 Es decir, que el producto de la presión y el volumen inicial es igual al producto de la presión y el volumen final, suponiendo que uno o el otro variarán (Chang y College, 2002). Ejemplo: Un globo se infla a 1,1 atm hasta alcanzar un volumen de 2,2 L y luego la presión aumenta a 1,8 atm ¿Cuál es el volumen final del globo si se mantiene la temperatura?

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P1* V1 = P2 * V2 1,1 atm* 2,2 L = 1,8 atm * V2 V2 = 1,34 L El volumen final del glo es 1,34 L.

1.1.5 LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que el gas ejerciría si estuviera solo. En una mezcla de gases A y B, la presión total PT es el resultado de las colisiones de ambos tipos de moléculas A y B con las paredes del recipiente. La presión total está dada por: PT = PA + PB PT =

𝑛𝐴 𝑅𝑇 𝑉

PT =

𝑅𝑇 𝑉

+

𝑛𝐵 𝑅𝑇 𝑉

* (nA + nB)

PT =

𝑛𝑇 𝑅𝑇 𝑉

En general, se puede señalar que la presión total es la sumatoria de la presión parcial de cada gas. PT = ∑ 𝑃𝑛 = P1 + P2 + P3 + P4 ... La presión que ejerce cada gas por separado se denomina presión parcial, y es posible relacionar, por ejemplo, la presión parcial del gas A con la presión del sistema. Donde XA y XB corresponde a las fracciones molares. La presión parcial de A es igual a: PA= XA *PT La presión parcial de B es igual a: PB= XB *PT

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Para una mezcla de gases A y B la suma de las fracciones molares debe ser igual a 1. XA + XB = 1 Ejemplo de aplicación 3: Una muestra de aire contiene N2 y O2 gaseoso, cuyas presiones parciales son 0,8 y 0,2 atm respectivamente. Calcular la presión total del aire. PN = 0,8 atm Po = 0,2 atm PT = PN + P O PT = 0,8 atm + 0,2 atm P = 1 atm Ejemplo de aplicación 4: Una muestra de gases contiene metano (CH4), etano (C2H6) y propano (C3H8). Si la presión total es de 1,50 atam y la fracción molar de cada gas es 0,340, 0,294 y 0,341, respectivamente. Calcular las presiones parciales de los gases.

XCH4 = 0,340 XC2H6 = 0,294 XC3H8 = 0,341 PT = 1,50 atm Luego, se debe sustituir en la ecuación para obtener la presión parcial para cada gas.

PCH4= XcH4 *PT PCH4= 0,340 * 1,50 PCH4= 0,51 atm PC2H6= Xc2H6 *PT PC2H6= 0,294 * 1,50

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PC2H6= 0,196 atm PC3H8= Xc3H8 PT PC3H8= 0,341 * 1,50 PCH4= 0,512 atm

1.2

EQUILIBRIO QUÍMICO

Si en una reacción los reactantes se están convirtiendo en productos, y los productos, a su vez, se convierten en reactantes, se está frente a un equilibrio químico.

N2O4 (g)

⇆

2N2O2(g)

Figura 2. Reacción reversible entre moléculas de N2O4 y NO2 Fuente: Chang, R. y College, W. 2002.

La reacción que va desde los reactivos a los productos recibe la designación de reacción directa, y aquella que va de productos a reactivos recibe el nombre de reacción inversa. Ejemplo: El agua pura se disocia en sus iones hidronio (H3O+) e hidróxido (OH-), e ionizan debido a las fuerzas de atracción, por puentes de hidrógeno entre ellas, produciéndose el equilibrio químico.

Figura 3: Reacción de equilibrio del agua

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1.2.1 CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K) La constante de equilibrio se define como el “número igual a la relación de las concentraciones de equilibrio de los productos entre las concentraciones de equilibrio de los reactivos, cada una elevada a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos” (Chang y College, 2002). La reacción genérica es:

aA + bB

⇆

cC + dD

Las letras mayúsculas representan a los compuestos en reacción, y las letras minúsculas a sus coeficientes estequiométricos. Así, la constante de equilibrio quedaría:

Entonces, la constante de equilibrio (K) es una expresión matemática del grado en que una reacción procede a una temperatura y una presión dadas. Su uso más importante es que si se conoce el valor K para una reacción, se puede predecir la concentración de los reactivos y productos en equilibrio. También se puede definir el cociente de reacción (Q). Para ello se utilizan las concentraciones de reactivos y productos en cualquier punto de la reacción, mientras que en K solo se usan los valores de equilibrio. Al comparar la constante de equilibrio (K) con el cociente de reacción (Q), se tiene que: Q < K la reacción se inclina hacia los reactivos y debe proceder hacia la derecha. Q = K la reacción alcanzó el equilibrio. Q > K la reacción se inclina hacia los productos y debe proceder hacia la izquierda.

1.2.2 PROBLEMAS RESUELTOS Ejemplo de aplicación 5: Se determinó que una disolución acuosa de ácido acético tiene las siguientes concentraciones de equilibrio a 25°C; [HC2H3O2]=1,65 × 10-2 M; [H+]=5,44×10-4M; y [C2H3O2-]=5,44 ×10-4M. Calcule la constante de equilibrio K para la ionización del ácido acético a 25°C. La reacción es:

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HC2H3 O2(ac)

H+(ac) + C2H3O2- (ac)

⇆

Una vez verificada que la ecuación está equilibrada, se expresa la constante de equilibrio.

Reemplazando la concentración de cada especie presente en la disolución, se tiene que: K = [5,44 * 10-4 ]∙[5,44∙10-4 ] /[1,65 ∙ 10-2 ] K = 1,79∙10-5 Ejemplo de aplicación 6: En un matraz de 3,0 L se colocan 1,2 mol de PCl5(g). Cuando la temperatura se eleva a 200 °C, el PCl5(g) se descompone parcialmente de acuerdo con:

PCl5(g) ⇆ PCl3(g) + Cl2(g) Si en el equilibrio permanece un mol de PCl5(g) ¿Cuál es el valor de K? Se debe determinar la cantidad de moles de cada producto presente en equilibrio a partir de los datos entregados. Para producir una molécula de PCl3(g) y una molécula de Cl2(g), solo se necesita descomponer una molécula de

PCl5(g).

Luego, si solo queda un mol de

PCl5,

significa que se

descompusieron 0,2 mol del compuesto, por lo tanto:

Sistema Nº inicial de moles Cambio del Nº de moles Nº de moles de equilibrio

PCl5(g)

⇆

1,2 -0,2 1,0

PCl3(g) 0 +0,2 0,2

+

Cl2(g) 0 +0,2 0,2

Se debe obtener la concentración en equilibrio con los moles en equilibrio y los litros de la solución. Recordar que la molaridad es la cantidad de moles en los litros de solución. •

Concentración PCl5(g)

 PCl5(g)  =

1,0 𝑚𝑜𝑙 3,0 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

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 PCl5(g)  = 0,33 M •

Concentración PCl3(g)

 PCl3(g)  =

0,2 𝑚𝑜𝑙 3,0 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

 PCl3(g)  = 0,0667 M •

Concentración Cl2(g)

 Cl2(g)  =

0,2 𝑚𝑜𝑙 3,0 𝐿 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

 Cl2(g)  = 0,0667 M La constante de equilibrio quedaría:

K=

(0,0667𝑀)∗(0,0667𝑀) (0,33𝑀)

K = 0,013 M 1.2.3 USO Y EXPRESIONES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO El conocimiento en el equilibrio de procesos químicos juega un papel importante para aplicaciones industriales, biológicas y médicas, siendo esencial para el avance en estas ramas. (Chang, R. y College, W. 2002). La constante de equilibrio es fundamental en química, pues permite resolver muchos problemas de sistemas en equilibrio. Por ejemplo, en la producción de cerveza, se utiliza para determinar el tiempo y la velocidad de la fermentación. En la industria farmacéutica el campo de la farmacología utiliza los estudios de equilibrio para conocer el rendimiento de una reacción química cuando se están desarrollando nuevos medicamentos, permitiendo maximizar los efectos de un medicamento al entrar a un organismo. Los equilibrios químicos se pueden clasificar según lo siguiente: •

Equilibrio homogéneo: Se aplica a las reacciones en que tanto reactivos como productos se encuentran en la misma fase.

N2O4 (g)

⇆

2N2O2(g)

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La constante de equilibrio se expresa como:

•

Equilibrio heterogéneo: Se aplica a las reacciones en que tanto reactivos como productos se encuentran en distinta fase.

CaCO3(S) ⇆ CaO (s) + CO2(g) La constante de equilibrio se expresa como:

1.2.4 CONSTANTE DE EQUILIBRIO EN BASE A LAS PRESIONES PARCIALES Cuando los reactivos y productos de una reacción química son gases, se puede formular la expresión de la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp), en vez de hacerlo con las concentraciones molares. (Brown, 2009).

PV = nRT C= n/V Se deduce que: C

𝑃 𝑅𝑇

Ejemplo de aplicación 7:

3H2(g) + N2(g)

⇆

2NH3(g)

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La expresión de la constante de equilibrio en función de la presión es la siguiente:

Ejemplo de aplicación 8: Determine la presión parcial en el equilibrio del Cl2 a la misma temperatura a la que se encuentra la constante de equilibrio. El valor de Kp es 1,05. La presión parcial del PCl5= 0,875 atm, y la de PCl3= 0,463 atm.

1.2.5 OTROS ASPECTOS Las variaciones de presión, temperatura, concentración y volumen alteran el equilibrio de una reacción, desplazando su equilibrio hacia la izquierda o hacia la derecha. Los cambios de presión no afectan las concentraciones en fase acuosa, en la mayoría de los casos. Sin embargo, los gases sí se ven afectados frente a un cambio de la presión. Frente a un aumento de presión el equilibrio se desplaza hacia donde existe menos cantidad de moles. Se establece que, si un sistema en equilibrio se somete a una perturbación, el sistema tenderá a contrarrestar dicha perturbación para restablecer el equilibrio en un nuevo conjunto de condiciones.

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Las concentraciones de las especies presentes en la reacción química se expresan en mol/L y en fase gaseosa también se pueden expresar en atm. Las concentraciones de los sólidos puros, líquidos puros y los disolventes, no aparecen en las expresiones de la constante de equilibrio. Para obtener el valor de la constante de equilibrio es necesario tener la ecuación balanceada y especificar la temperatura.

1.3

REACTIVOS LIMITANTES Y EN EXCESO

En los procesos químicos existen reactivos limitantes y en exceso, ambos darán la información sobre la cantidad de productos que ha de obtener y los sin reaccionar. El reactivo limitante es aquel que se consume primero en una reacción química, la cantidad máxima de producto que se forma depende de la cantidad de este reactivo. El reactivo en exceso es aquel que está en mayor cantidad que la necesaria para reaccionar con el reactivo limitante. Consideraciones: • • • •

Generalmente los reactivos no están presentes en las cantidades estequiométrias exactas. Una parte del reactivo en exceso sobrará al final de la reacción. Cuando el reactivo limitante se consume, no se puede formar más producto. El reactivo limitante entrega la masa teórica (rendimiento teórico).

Una forma para obtener el reactivo limitante es conocer la cantidad de moles que están participando en la reacción. Ejemplo de aplicación 9: Se dispone de 4 moles de CH4 y 4 moles de O2, determinar el reactivo limitante.

CH4 + 2O2

⇆

CO2 +

2H2O

Análisis: • • •

1 mol de metano (CH4) produce 1 mol de dióxido de carbono (CO2), la proporción es 1:1. 2 moles de oxígeno (O2) produce 1 mol de dióxido de carbono (CO2), la proporción es 2:1. Si se dispone de 4 moles de CH4, según la proporción generará 4 moles de C O2.

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• •

Si se dispone de 4 moles de O2, según la proporción generará 2 moles de CO2. Por lo tanto, el O2 que se dispone para formar el CO2 es menor a la cantidad que se formaría con el metano, siendo el reactivo limitante el O2.

Otra forma de obtener reactivo limitante es conocer los gramos de las especies que participan en una reacción: Ejemplo de aplicación 10: Se dispone de 3 gramos de CH4 y 4 gramos de O2, determinar el reactivo limitante.

CH4 + 2O2

Peso Molecular Masa Cantidad de moles

CH4 16 g/mol 3g 3/16 = 0,18

⇆

CO2 +

2H2O

O2 16 g/mol 4g 4/16= 0,25

Análisis: • • •

Para el metano se tendrán 0,18 moles de CO2. Para el oxígeno se tendrán 0,125 moles de CO2. Como la cantidad menor que se produce de CO2 es con el oxígeno, este corresponde al reactivo limitante.

•

Para profundizar en el reactivo limitante, revise el siguiente video. https://www.youtube.com/watch?v=VGs00Cgnf_0

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•

Para profundizar en los conceptos de estequiometría mol, peso atómico, molecular y reactivo limitante, revise el siguiente enlace de Educar Chile. Se sugiere copiar dirección y abrir desde el navegador. http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?ID=139508

•

Para profundizar en el contenido de esta semana, revise el recurso adicional “Equilibrio Químico”, correspondiente a un fragmento del capítulo 14 del libro Química de Raymond Chang.

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COMENTARIO FINAL En los contenidos de esta semana se lograron identificar las nociones previas relacionadas al equilibrio químico y su participación en los procesos químicos para la formación de productos. Tal como se estudió, el equilibrio químico y las constantes asociadas permiten determinar temperatura, velocidad y tiempo de una reacción. Conocer estos parámetros en un proceso es relevante porque se pueden optimizar las cantidades necesarias de reactivos a utilizar y los tiempos de reacción. Si una industria química conoce los parámetros asociados a sus procesos, podrá optimizar los recursos, ya sea, en la cantidad de materia prima y en los tiempos de uso de sus instalaciones, disminuyendo los costos asociados. El equilibrio se puede utilizar en diversos procesos químicos, como, por ejemplo, la industria de alimentos, minería, farmacéutica, entre otros.

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REFERENCIAS Brown, T. Lemay, E. y Bursten, B. (2009). Química la ciencia central. Decimoprimera edición. Pearson Educación, México Chang, R. y College, W. (2002). Química. 7. ª edición: Bogotá,́ Colombia: Editorial McGraw-Hill

PARA REFERENCIAR ESTE DOCUMENTO, CONSIDERE: IACC (2018). Equilibrio y estequiometría en reacciones químicas. Química en Procesos Productivos. Semana 4.

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