Cursillo Básico De Química Inorgánica

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Cursillo Básico De QUÍMICA

INORGÁNICA

SEMINARIO QUÍMICA I

JEAN CARLOS OSPINO JIMÉNEZ

DOC. MANUELA CASTRO

LICENCIATURAS EN CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR

SÉPTIMO SEMESTRE

2015

Cursillo Básico De Química Inorgánica

TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

La tabla periodica de los elementos es la organización que atendiendo a diversos criterios, distribuye los elementos quimicos conforme a ciertas caracteristicas.

Suele atribuirse la tabla de dimtri mendeleiev quien ordeno los elementos basandose en la variacion manual de las propiedades quimicas, si bien julios, lothar Meyer, trabajando por separado llevo a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades fisicas de los atomos.

HISTORIA

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.

El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.

La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico.

Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

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ESTRUCTURA Y ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA

GRUPOS

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos o familias. Hay 18 grupos en la tabla periódica estándar, de los cuales diez son grupos cortos y los ocho restantes largos, que muchos de estos grupos correspondan a conocidas familias de elementos químicos: la tabla periódica se ideó para ordenar estas familias de una forma coherente y fácil de ver. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, entendido como el número de electrones en la última capa, y por ello, tienen propiedades similares entre sí.

La explicación moderna del ordenamiento en la tabla periódica es que los elementos de un grupo poseen configuraciones electrónicas similares y la misma valencia atómica, o número de electrones en la última capa. Dado que las propiedades químicas dependen profundamente de las interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares.

PERÍODOS

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. El número de niveles energéticos de un átomo determina el periodo al que pertenece. Cada nivel está dividido en distintos subniveles, que conforme aumenta su número atómico se van llenando en este orden: Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica y da forma a la tabla periódica. Los electrones situados en niveles más externos determinan en gran medida las propiedades

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químicas, por lo que éstas tienden a ser similares dentro de un mismo grupo, sin embargo la masa atómica varía considerablemente incluso entre elementos adyacentes.

Al contrario, dos elementos adyacentes de mismo periodo tienen una masa similar, pero propiedades químicas diferentes.

AFINIDAD ELECTRONICA

Los elementos quimicos presentes mayor afinidad electronica cuanto mas arriba y a la derecha de la tabla periodica se encuentren.

ELECTRONEGATIVIDAD

La Electronegatividad es una medida relativa de la fuerza que tiene un átomo para atraer los electrones de un enlace químico, en otros términos, es la capacidad del átomo para atraer electrones de enlace.

La electronegatividad aumenta en un periodo a medida que aumento en un periodo a medida que aumenta el mumero atomico.

Los metales son los menos electronegativos mientras que los no metales son los mas eletronegativos.

ENERGIA DE IONIZACION

Es la energia necesaria para separar un electron en su estado fundamental de un atomo de un elemento en estado gaseoso.

La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas. La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

 A(g)+EI→A+(g) +1e¯.

Siendo A(g) los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; EI, la energía de ionización y e¯ un electrón.

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Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios por mol (kJ/mol).

DISTRIBUCION ELECTRONICA

La configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas. La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

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ENLACES QUIMICOS

Son las fuerzas que mantienen unidos 2 atomos, cuando los atomos se enlazan entre si, son los electrones de valencia quienes determinaron de que forma se unira un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.

LEY DEL OCTETO

La ley del octeto, enunciada en 1916 por Gilbert Newton Lewis, dice que la tendencia de los iones de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 iones que tienen carga negativa, es decir electrones, de tal forma que adquiere una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble, los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

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CO2 CON DOS ENLACES DOBLES.

PUNTO DE LEWIS

Cunado los elementos interactuan, solamente entran en contacto los electrones de valencia, un simbolo de puntos de lewis es el simbolo del elemento rodiado por los electrones de vaelncia que se reprensentan con un punto.

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TIPOS DE ENLACES

ENLACE IÓNICO: este enlace se da con la atracción electroestática de átomos que poseen cargas eléctricas cuyos signos son contrarios. Para que se realice este enlace, necesariamente uno de los elementos debe cederle electrones a otro. Generalmente, los enlaces iónicos se dan entre un metal que cede electrones y un no metal. El primero es electropositivo y el segundo electronegativo. Estos enlaces se caracterizan por poseer elevados puntos de ebullición y fusión, suelen ser solubles y, en soluciones acuosas o fundidos, conducen electricidad aunque no en estado sólido.

ENLACE COVALENTE: a diferencia de los enlaces iónicos, los covalentes se establece a partir del compartimiento, entre dos o varios átomos, de electrones y no de su transferencia. De esta manera, los átomos se unen por medio de los electrones ubicados en las últimas órbitas. Suele establecerse entre elementos gaseosos no metales. Existen dos tipos de sustancias covalentes: las redes y las sustancias covalentes moleculares. Las redes se caracterizan por ser aislantes, sólidas, duras y las temperaturas de ebullición y fusión son muy altas. Las sustancias, en cambio, son blandas, aislantes del calor y de la corriente eléctrica, sus temperaturas de ebullición y fusión son bajas y pueden encontrarse en estado sólido, líquido o gaseoso.

ENLACE COVALENTE POLAR

Cuando un mismo átomo aporta el par de electrones, se dice que el enlace covalente es dativo. Aunque las propiedades de enlace covalente dativo son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son

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iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un ácido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado.

Características del enlace covalente polar

Enlace sencillo o simple: se comparten 2 electrones de la capa de valencia.Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia.Enlace triple: se comparten 6 electrones de la capa de valencia en 3 pares.Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones de la capa de valencia en 4 pares .Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones de la capa de valencia en 5 pares.

En general cuando un átomo comparte los dos electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→).

ENLACE COVALENTE APOLAR

Se forma entre átomos iguales o diferentes, y la diferencia de electronegatividad debe ser cero o muy pequeña (menor que 0,4). En este enlace, los electrones son atraídos por ambos núcleos con la misma intensidad, generando moléculas cuya nube electrónica es uniforme.

ENLACE METÁLICO: es el que mantiene unidos a los átomos de los metales entre sí y sólo se da entre sustancias que se encuentren en estado sólido. Los átomos metálicos conforman estructuras muy compactas al agruparse muy próximos entre sí. Los electrones de valencia tienen la capacidad de moverse con libertad en el compuesto metálico a causa de la baja electronegatividad que tienen los metales. Esto hace que el compuesto posea conductividad térmica y eléctrica. Estos enlaces se caracterizan por encontrarse en estado sólido, poseer brillo metálico, son maleables y dúctiles y emiten electrones al recibir calor.

ENLACE PUENTE DE HIDRÓGENO: es la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo, no se debe confundir con puente de hidrógeno. Resulta de la formación de una fuerza dipolo-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor (de ahí el nombre de "enlace de hidrógeno", que no debe confundirse con un enlace covalente a átomos de hidrógeno.

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ELECTRONES DE VALENCIA

En la mayoria de los atomos mucho de los electrones son atraidos con tal naturaleza por sus propios nucleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros nucleos.

VALENCIA ELECTROQUIMICA

Es el numero de electronesque ha perdido o ganado un atomo para transformarse en ion.

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NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA

También llamada racional o estequiometria. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con fórmula H2O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto, aunque de manera más práctica, la atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia. En este estudio sobre nomenclatura química es más conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico 

Prefijos griegos numero de átomos

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NOMENCLATURA ES EL NOMBRE QUE SE LE DA A UN

COMPUESTO QUIMICO.

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mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

oct- 8

non- nona- eneá- 9

deca- 10

Por ejemplo, CrBr3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc.

Por ejemplo la fluorapatita Ca5F (PO4)3 = fluoruro tris (fosfato) de calcio, ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]5-, en cuyo caso sería:

Ca5F (P3O10)3.

SISTEMA STOCK

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico”. La valencia (o número de oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones. De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia. Normalmente, a menos

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que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular.

Ejemplo: Fe2 S3, sulfuro de hierro (III).

NOMENCLATURA TRADICIONAL

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento solo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el sufijo –ico.

K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3

-2, hierro con valencia +3, óxido férrico2

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para la menor valencia)

… -oso (para la valencia intermedia)

… -ico (para la mayor valencia)

Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2)

… -oso (para la valencias 3 y 4)

… -ico (para la valencias 5 y 6)

per- … -ico (para la valencia 7):

Ejemplo: Mn2+7O7

-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).

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NOMENCLATURA DE ÓXIDOS

Para nombrar a los Óxidos Básicos solo se utiliza el Sistema Stock; para los Óxidos Ácidos se utiliza el Sistema de Proporciones, pues la IUPAC ya no reco- mienda utilizar el Sistema Tradicional.

Óxidos básicos. Recuérdese que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento metal. Al momento de nombrarlos se presentan dos situaciones:

- El metal posee una sola valencia (grupos IA, IIA y IIIA de la tabla periódica); entonces, al pronunciar el nombre del Óxido van de primero las palabras Óxido de...seguidas del nombre del metal. Solo en este caso se emplea el Sistema Tradicional de nomenclatura.

Ejemplos:

-El metal posee dos o más valencias (grupos IB, y del IV al VIIIB de la tabla periódica); entonces, el nombre se pronuncia igual que la primera situación (Óxido de..., seguido del nombre del metal), agregándole al final la valencia con que actúa el metal, escrita en números romanos y entre paréntesis; en esta situación se emplea el Sistema de Stock. Ejemplos de metales con dos valencias:

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ÓXIDOS ÁCIDOS. Recuerde que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento no-metal, y al momento de nombrarlos se emplea el Sistema de Proporciones o estequiométrico, el cual toma en cuenta el sub-índice (cantidad de átomos) de cada elemento del compuesto químico; este Sistema se auxilia de un conjunto de prefijos, además de la formula, los que denotan o indican la cantidad o proporción de átomos que presentan el oxígeno y el no metal del Óxido ácido. Estos prefijos, que han sido tomados de la lengua griega clásica, se colocan antes de las palabras Óxido de…y antes del nombre del no-metal, los cuales son:

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Ejemplo: N2O3 esta fórmula está compuesta por tres átomos de oxígeno y dos de nitrógeno; si empleamos prefijos en sustitución de los números o cantidades de átomos, entonces el nombre de este Óxido ácido es trióxido de dinitrógeno. Como se observa, antes de la palabra óxido se colocó el prefijo tri, formándose la palabra Trióxido (tres átomos de Oxígeno), y antes de la palabra nitrógeno se colocó el prefijo di, formándose la palabra dinitrógeno, (dos átomos de nitrógeno). Más ejemplos a continuación:

NOMENCLATURA DE HIDRÓXIDOS

Para nombrar estas sustancias se emplea el Sistema de Stock. Cuando el metal presenta 1 valencia entonces la sustancia se nombra como Hidróxido de…, seguido del nombre del metal. Recuerde que el ion hidroxilo (OH) usa valencia -1.

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Hidróxidos en los que el metal presenta una valencia

NOMENCLATURA DE ÁCIDOS

Anteriormente se indicó que los ácidos se clasifican en dos grupos: Oxácidos e Hidrácidos.

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Oxácidos. Están formados por hidrógeno (ácido), un elemento no-metal y oxígeno; en la actualidad aún se emplea el Sistema Tradicional para nombrar a estos compuestos, mediante el empleo de ciertos prefijos y sufijos, así:

- Cuando el elemento no-metal posee una valencia entonces puede formar un solo tipo de ácido; tal valencia se toma como la más alta, por lo que se usa el sufijo ico para nombrar este ácido.

prefijo= partícula que va antepuesta (va de primero) a una palabra.

sufijo= partícula que va pospuesta (va de último) a una palabra, a manera de terminación.

Ejemplo 1: se utilizara el Boro:

H3BO3 - en este ácido el boro es el no-metal

- el Boro actúa con su única valencia +3

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido bórico.

En resumen, dependiendo de la cantidad de valencias que presente el elemento no-metal del ácido, entonces así se usaran los prefijos y sufijos siguientes:

Hidrácidos. Resultan de disolver en agua los Hidruros no-metálicos. Algunos autores afirman que se emplea el Sistema Stock para nombrar a estas sustancias, lo cual ya fue presentado en un cuadro de la unidad anterior (unidad 6); sin embargo, de nuevo se hace con el propósito de hacer una observación sobre la nomenclatura de estos ácidos.

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REACCIONES QUÍMICA

Una reacción química es un cambio o fenómeno que modifica la composición química de las sustancias, para formar sustancias de composición diferente. También podemos decir que es un paso de un sistema de condiciones iniciales a finales.

TIPOS DE REACCIONES

REACCIÓN DE ADICIÓN O COMBINACIÓN (SÍNTESIS)

Consiste en que dos o más reactantes forman un solo producto. En este tipo de reacciones generalmente se libera calor, es decir que son exotérmicas. Es típica en la formación de un compuesto por combinación directa de sus elementos (síntesis).

Ejemplos:

Síntesis de Lavoisier: mediante chispa eléctrica el hidrogeno se combina con el O2 para formar agua.

2 H2 + O2 → 2 H2O(l)

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Síntesis de Haber – Bosh: a temperatura y presión alta se forma el amoniaco a partir de H2 y N2 gaseosos.

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

Formación del óxido férrico

4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

Formación del cloruro de amonio

NH3(g) + HCl → NH4Cl(s)

Formación de hidróxido de calcio

CaO(s) + CO2(s) → Ca (OH)2(s).

REACCION DE DESCOMPOSICION

En este tipo de reacciones químicas partimos de un solo reactante para descomponerlo en dos o más productos, por medio de un agente energético externo o un catalizador:

Si la energía es calorífica  se llama pirolisis, es la descomposición por calentamiento a altas temperaturas.

Si la descomposición es por acción de la luz se llama fotólisis

Si la descomposición es por acción de un catalizador se llama catálisis.

Si la descomposición es por medio de la corriente eléctrica, se llama electrólisis.

Reacciones de pirolisis.

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Dónde: ∆ = símbolo de energía calorífica

Reacciones de electrólisis.

El sodio se obtiene líquido porque la electrólisis de la sal común fundida (NaCl líquido) se ha realizado a temperatura muy alta.

Reacción de fermentación alcohólica.

Esta reacción se lleva a cabo por medio de una enzima, que es una proteína biocatalizadora.

Reacción de catálisis

Se observa que en la catálisis, la sustancia que actúa como catalizador no aparece en los productos, ya que solo varía la rapidez con que se desarrolla la reacción o hace posible la reacción.

REACCIÓN DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN SIMPLE

En general se presenta cuando un elemento químico más activo  o más reactivo desplaza a otro elemento menos reactivo que se encuentra formando parte de un compuesto; el elemento que ha sido desplazado queda en forma libre.

En el caso de los metales, los más activos son los metales alcalinos y metales alcalinos térreos.

En el caso de los no metales, los más reactivos son algunos halógenos: Fl2, Cl2, Br2; además del oxígeno y el fósforo.

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Donde el elemento A es más activo o de mayor reactividad que el elemento B

Ejemplo 1: Veamos la siguiente reacción de desplazamiento

¿Quién es el elemento desplazante? : Fe

¿Quién fue el elemento desplazado? : H

¿Quién es el elemento químico es más reactivo? : El más reactivo es el elemento desplazante – Fe

Ejemplo 2: Veamos la siguiente reacción de desplazamiento

¿Quién es el elemento desplazante? : Na

¿Quién fue el elemento desplazado? : H

¿Quién es el elemento químico es más reactivo? : El más reactivo es el elemento desplazante – Na

Ejemplo 3: Veamos la siguiente reacción de desplazamiento

REACCION DE DOBLE DESPLAZAMIENTO

También llamada de doble descomposición o metátesis, es una reacción entre dos compuestos que generalmente están cada uno en solución acuosa. Consiste en que dos elementos que se encuentran en compuestos diferentes intercambian posiciones, formando dos nuevos compuestos. Estas reacciones químicas no

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presentan cambios en el número de oxidación o carga relativa de los elementos, por lo cual también se le denominan reacciones NO – REDOX.

Ejemplos:

En reacciones de precipitación se producen sustancias parcialmente solubles o insolubles, los cuales van al fondo del recipiente donde se realiza la reacción química. Los precipitados por lo general presentan colores típicos, razón por la cual son usados en química analítica para reconocimiento de elementos y compuestos.

REACCIÓN EXOTÉRMICA (ΔH<0)

Es aquella reacción química que libera energía calorífica hacia el medio que lo rodea conforme transcurre, por lo tanto aumenta la temperatura de los alrededores del sistema donde ocurre la reacción. El calor liberado se debe a que la entalpía de los productos es menor que la entalpía (▲H) de los reactantes.

Corresponden a este tipo, las reacciones de combustión, las reacciones de neutralización acido-base, y en general las reacciones de adición.

Una reacción exotérmica se puede representar en general mediante la siguiente ecuación termoquímica.

Por definición de calor de reacción (▲H), se tiene:

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▲H = H(productos) – H (reactantes)

Como:

▲reactantes > ▲productos

Entonces:

▲H < 0

Ejemplo:

Dada la reacción química:

N2(g)  +  3 H2(g)   →  2 NH3(g) ,  ▲H = – 46,2 KJ/mol

Interpretar el ▲H y plantear las ecuaciones termoquímicas correspondientes.

Solución:

Como el ▲H es negativo, entonces quiere decir que se pierde calor. Significa que se libera 46,2 KJ de calor por 1 mol-g de NH3 producido o formado.

REACCION ENDOTERMICA (ΔH<0)

Es aquella reacción que absorbe energía conforme se lleva a cabo, debido a que la entalpía de los productos es mayor a la entalpía de los reactantes. Son reacciones que no ocurren naturalmente a condiciones ambientales, por lo tanto no son espontáneas.

En este grupo se encuentran las reacciones de descomposición térmica o pirolisis.

Una reacción endotérmica podemos representarla en general mediante la siguiente ecuación termoquímica:

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Por definición:

▲H = H (productos) – H (reactantes)

Como:

H (productos) > H (reactantes)

Entonces:

▲H es positivo, ▲H > 0

REACCIÓN IRREVERSIBLE

Ocurren en un solo sentido (→) hasta que la reacción sea completa, es decir hasta que se agote uno o todos los reactantes. Generalmente ocurren cuando se forman precipitados, se liberan gases en recipientes abiertos o se forman productos muy estables que no reaccionan para formar las sustancias iniciales o reactantes.

Por ejemplo, la siguiente reacción de descomposición térmica es irreversible se lleva a cabo en un recipiente abierto , debido a que el CO2 gaseoso conforme se va formando escapa del reactor químico, por lo tanto no logra reaccionar con el óxido de calcio sólido, por lo que la reacción inversa (←) no prospera.

CaCO3(s)  →  CaO(s) +  CO2(g)

La siguiente reacción química también es irreversible porque el cloruro de plata que se forma es un sólido insoluble en agua por lo que se precipita y no logra reaccionar con nitrato de sodio acuoso, por lo tanto la reacción transcurre en un solo sentido.

NaCl(ac)  +  AgNO3(ac)  →  AgCl(s)  +  NO3(g)

REACCIÓN REVERSIBLE

Es aquella donde la reacción ocurre en ambos sentidos (↔). Generalmente se lleva a cabo en un sistema cerrado, entonces los productos que se forman interactúan entre si para reaccionar en sentido inverso (←) y regenerar los productos. Luego de cierto tiempo, la velocidad de reacción directa (→) e inversa (←) se igualan, estableciéndose entonces el equilibrio químico.

Ejemplos:

1. CaCO3(s)  ↔  CaO(s)  +  CO2(g)

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2. N2(g) + 3H2(s)  ↔  2NH3(g)

3. H2(g) + I2(s) ↔ 2HI(g)

Actualmente la química ha contribuido a grandes avances gracias a sus propiedades, entre estos tenemos el siguiente link:

http://elrincondelacienciaytecnologia.blogspot.com/2011/10/los-100-mas-grandes-descubrimientos_08.html

http://www.czech.cz/es/66499-los-descubrimientos-mas-importantes-de-la-actualidad

Ambos explican detalladamente la importancia de los grandes descubrimientos que han contribuido al desarrollo de la química

Para concluir se hará visible un pequeño video acerca de la vida si no hubiera existido la química.

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