TEMA 5.2.2: PRINCIPIO DE LE-CHATELIER Y FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRO QUÍMICO (1era Parte)

PRINCIPIO DE LE-CHATELIER o PRINCIPIO DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

Buenos días mis queridos Estudiantes! 

Hoy vamos a comenzar a desarrollar el último Contenido de Química 

correspondiente al de 4to año de Bachillerato.

Con esto cerramos el segundo año de estudios de la Química

y espero que todo el esfuerzo que hemos realizado en éste año tan particular

tenga sus frutos a mediano y a largo plazo...

El hecho de darles Contenidos que algunas veces lo ven muy extensos y especificados, no es por  llenar hojas en un cuaderno y cumplir solamente con el Pénsum de estudios...  No!!

Mi metodología de enseñanza se basa en tratar de que se entiendan, desde lo más elemental hasta la aplicación real del conocimiento que se está desarrollando, es por eso que trato de darles todos los elementos y herramientas disponibles para que ustedes dispongan de ellas cuando las necesiten.  Así que una vez más les insisto en que copien sus clases en el cuaderno (aunque no se los pueda evaluar como todos los años acostumbro hacerlo con mis estudiantes), estudien, analicen y reflexionen cada tema... y guarden  su cuaderno como un Tesoro...  

Yo sé por qué se los digo..

OK..... 

Veamos de qué se trata ésto.....

Cuando Nos referimos a un Sistema en Equilibrio, ya sabemos que se trata de un Proceso Químico reversible don de la Velocidad de la Reacción directa es igual a la Velocidad de la Reacción inversa y las Concentraciones de las sustancias en ese punto permanecen constantes.

Al hablar de equilibrio, la imagen más acorde para identificarlo es una Balanza

                                             REACTIVOS           ⇄             PRODUCTOS           

De tal forma que podemos imaginarnos que los Reactivos  están en el platillo izquierdo de la Balanza, y los Productos estarán en el platillo derecho de la misma.  En el equilibrio, la Balanza estará perfectamente equitativa o balanceada.  ok..?¡?

Ahora bien....
                           ¿Qué pasaría si colocamos más peso en uno de los lados de la Balanza?

Evidentemente se rompería el equilibrio y la balanza se desplazará hacia el lado donde colocamos ese peso adicional...

me entienden?  

Por ejemplo si la Balanza tiene 2 Kg en cada platillo, estará en equilibrio; pero si le colocamos 0,5 Kg en el platillo derecho... Se rompe ele equilibrio porque la balanza se inclinará hacia la derecha.. cierto?...

Pues de eso se trata éste tema,  Es algo divertido...: Existen ciertos Factores externos al proceso que pueden perturbar o afectar el Equilibrio de un sistema tales como la variación de: la Temperatura, la Presión, las Concentraciones de las sustancias y los Catalizadores.  Sin embargo, cuando ésto sucede, El sistema es capaz de reaccionar con una respuesta que restablezca nuevamente el Equilibrio Químico.  A ésta conclusión llegó el fisicoquímico francés Henry Louis Le-Chatelier a finales del siglo XIX cuando postuló el siguiente Principio:

Principio de Le-Chatelier:

"Cuando un Sistema en equilibrio es sometido a la acción de factores externos que alteren el equilibrio del sistema, éste tiende a eliminar la acción de esos factores, oponiéndose a los mismos";  es decir, en el caso de que se produzca una acción externa que perturbe el estado de equilibrio de un sistema, ocurrirá una reacción química que lo restablezca de nuevo.

Esto se conoce también como Principio del equilibrio Químico y afirma que cuando en un sistema en equilibrio se modifican las concentraciones de las sustancias, la Presión o la Temperatura, se afecta la Velocidad de la reacción y el Punto de equilibrio se desplaza en la dirección que tienda a contrarrestar el efecto primario de dicha alteración.

Veamos entonces cada uno de los Factores que afectan el equilibrio químico y Cómo reacciona el Sistema para restablecerlo nuevamente.


FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO

El Primer Factor que estudiaremos son las Concentraciones de las Sustancias en Equilibrio

1) Efecto que tiene un cambio en las concentraciones de las sustancias en equilibrio. 

Aquí tendremos dos posibilidades:

a) Aumento de las Concentraciones. Es decir, al añadir más cantidad de alguno de los componentes.

b) Disminución de Concentraciones. Al extraer uno de sus componentes.

1-a) Efecto que tiene un Aumento en las concentraciones de una de las sustancias en equilibrio. 

Si en un sistema en equilibrio se aumenta la concentración de una de las sustancias, el Equilibrio se desplazará hacia donde se consuma la concentración aumentada.

Veamos ¿qué significa ésto?
Si tenemos la siguiente reacción:   I2 (g)  +  H2 (g)   ⇄  2HI (g)  

Si aumentamos la concentración de uno de los reactivos, por ejemplo el H2 (g)

¿ Qué creen ustedes que le pasará al equilibrio?  
Imagínenselo como un Balanza: si la reacción está en equilibrio y colocamos un poco más de  H2 (g), evidentemente que la Balanza se desplazará hacia la izquierda...  cierto?

           Aumentamos la concentración de H2 (g)

(La Balanza se inclinará hacia la Izquierda, por lo tanto la respuesta contraria será que el Equilibrio se desplazará hacia la derecha para contrarrestar ésta perturbación).

Entonces, según el Principio de Le-Chatelier... ¿Qué debe hacer el sistema para restablecer el equilibrio?
                                      I2 (g)  +  H2 (g)   ⇄  2HI (g)  

Si analizamos la Reacción,   El sistema deberá consumir el exceso de  H2 (g) para "Balancear" nuevamente el Equilibrio... y ¿Cómo lo hará?   Pues para consumir el exceso de H2 (g) debe favorecer a la reacción directa que es donde se consumen los reactivos.

ENTONCES LA RESPUESTA SERÍA:

Si aumentamos la Concentración de H2 (g), el sistema reaccionará oponiéndose a ese cambio a través de la eliminación de algunas de las moléculas añadidas de H2 (g), Combinándose con las moléculas de I2 (g) y produciendo más HI (g) .  Es decir, El equilibrio se desplaza hacia la derecha por lo tanto se favorece la reacción directa.



Veamos otro caso:

Si aumentamos la concentración de uno de los Productos, por ejemplo en la siguiente reacción:

                                    H2O (g)  +  CO (g)    ⇄  H2 (g)  +  CO2 (g) 

¿Qué pasaría en el sistema si aumentamos la concentración de CO2 (g) ?

(La Balanza se inclinará hacia la derecha, por lo tanto la respuesta contraria será que el Equilibrio se desplazará hacia la izquierda para contrarrestar la perturbación).


Si aumentamos la Concentración de CO2 (g), el sistema reaccionará oponiéndose a ese cambio a través de la eliminación de algunas de las moléculas añadidas de CO2 (g), Combinándose con las moléculas de H2 (g) y produciendo más H2O (g)  +  CO (g) .  Es decir, El equilibrio se desplaza hacia la izquierda por lo tanto se favorece la reacción inversa

En Conclusión:

Al agregar un componente a un sistema en equilibrio, se produce un cambio en las concentraciones de las sustancias, favoreciendo aquella reacción (directa o inversa) en la cual el componente agregado aparece como Reactivo, con el fin de disminuir el exceso presente y restablecer el equilibrio.



1-b) Efecto que tiene una Disminución en las concentraciones de una de las sustancias en equilibrio. 

Si se disminuye la concentración de una de las especies, es decir, al extraer un componente del sistema, el equilibrio se restablecerá favoreciendo la reacción química(directa o inversa) que produce al componente extraído, con el fin de amortiguar la escacez que se presenta.

Si tenemos la siguiente reacción:   N2O4(g)     ⇄   2NO2 (g) 

¿Qué pasaría si disminuímos la concentración de N2O4(g) ?

Al disminuir la concentración de N2O4(g) , el sistema reaccionará oponiéndose a ese cambio a través de la reposición de ésta sustancia, entonces el equilibrio se desplazará hacia la izquierda favoreciendo la reacción inversa de tal forma que se produzca más N2O4(g) para amortiguar la escacez y restablecer el equilibrio.

Si lo analizamos matemáticamente, con la expresión de Ke:

La perturbación es una disminución del denominador que se neutralizaría con un pequeño aumento en el denominador y una disminución del numerador, de tal forma que Ke permanezca constante.   ¿Lo ven?   Espero que si...

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO (2da Parte)

FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO QUÍMICO

2) Efecto de la Temperatura en un Sistema en Equilibrio

Como se dijo al inicio del Tema, La Constante de Equilibrio Ke, es específica para cada Reacción a una Temperatura determinada, es decir, que si hay un cambio en la Temperatura del Sistema, tendrá un efecto directo sobre la Constante de equilibrio.

El efecto que tenga la Temperatura sobre un Sistema en equilibrio, dependerá si el Proceso es Endotérmico o Exotérmico.

En el estudio de las Velocidades de reacción pudimos entender que cuando un Proceso es endotérmico (absorbe calor), el suministro de calor lo va a favorecer, es decir aumenta su Velocidad de Reacción.  Por el contrario, si el Proceso es Exotérmico (libera calor), un aumento de Temperatura lo perjudica, es decir, disminuirá su velocidad de Reacción.

En las Reacciones reversibles, se presentan ambos casos: Si la Reacción directa es Endotérmica, obligatoriamente la Reacción inversa será exotérmica, y viceversa.

Cuando decimos que un Proceso reversible es Endotérmico, nos estaremos refiriendo al proceso Directo: La formación de los Productos.  En este caso, se sobreentiende que la Reacción inversa será exotérmica.

Por ejemplo:      2 Cl2 (g)  +  H2O (g)  + 27 Kcal   ⇄  4 HCl (g)     +  O2 (g)  

Es un Proceso Endotérmico, porque la Reacción directa es endotérmica

Cuando decimos que un Proceso reversible es Exotérmico, nos estaremos refiriendo al proceso Directo: La formación de los Productos.  En este caso, se sobreentiende que la Reacción inversa será endotérmica.

Veamos la siguiente Reacción:      2 H2 (g)  +  O2 (g)  ⇄  2 H2O (g)   + 65,3 Kcal    

Es un Proceso Exotérmico, porque la Reacción directa es exotérmica

Si analizamos la Reacción reversible, tenemos dos situaciones:

1 ) La Reacción Directa:    2 H2 (g)  +  O2 (g)  →  2 H2O (g)   + 65,3 Kcal

La cual se trata de la formación de los Productos y observamos que se están produciendo + 65,3 Kcal,   El signo + en los Productos, me indica que se están liberando esa cantidad de calor, entonces la Reacción Directa es Exotérmica.

Pero también tenemos:

2 ) La Reacción Inversa:    2 H2O (g)   + 65,3 Kcal  →  2 H2 (g)  +  O2 (g)

La cual se trata de la regeneración de los Reactivos y observamos que se están consumiendo + 65,3 Kcal,   El signo + en el lado de los Reactivos me indica que se requieren esa cantidad de calor, entonces la Reacción Inversa es Endotérmica.

Entonces...

 ¿Qué efecto tendrá una perturbación en la Temperatura 

sobre un sistema en equilibrio?

Un Cambio en la temperatura del Sistema, produce una alteración en la Constante de equilibrio: Si es un aumento de temperatura, se verá favorecida aquella reacción que absorbe calor, es decir el proceso endotérmico.  En el caso que sea una disminución de Temperatura, se verá favorecido el Proceso exotérmico, es decir aquella Reacción que libere calor.

Ejercicio 1:

Si tenemos la siguiente reacción: 2 Cl2 (g)  +  H2O (g)  + 27 Kcal   ⇄  4 HCl (g)     +  O2 (g)  

Diga ¿Qué sucedería si aumentamos la Temperatura del Sistema?

Análisis: Observamos que la Reacción directa es endotérmica  (Porque hay un requerimiento de calor en los reactivos), entonces se trata de un Proceso endotérmico.

El Proceso reaccionará con una Respuesta que contrarreste ésta acción:

Entonces,  El equilibrio se desplazará reaccionando químicamente en el sentido de la reacción que absorba la energía térmica adicional suministrada,  es decir: el aumento de Temperatura favorecerá al Proceso endotérmico, por lo tanto se favorece la reacción directa para consumir parte de esa "energía extra", en la combinación del Cl2 con el  H2O, dando como resultado mayor Producción de los Productos:  HCl y  O2 

Nota: Si disminuímos la Temperatura, sucederá todo lo contrario.

Ejercicio 2:

Si tenemos la siguiente reacción:  I2 (g)  +  H2 (g)    ⇄  2 HI (g)     + 3 Kcal   

Diga ¿Qué sucedería si aumentamos la Temperatura del Sistema?

Análisis: Observamos que la Reacción directa es exotérmica  (Porque hay un desprendimiento de calor en los Productos), entonces se trata de un Proceso exotérmico.

El Proceso reaccionará con una Respuesta que contrarreste ésta acción:

Entonces,  El equilibrio se desplazará reaccionando químicamente en el sentido de la reacción que absorba la energía térmica adicional suministrada,  es decir: el aumento de Temperatura favorecerá al Proceso endotérmico, en éste caso se favorece la reacción Inversa para consumir parte de esa "energía extra", en la descomposición del  HI, dando como resultado mayor Producción de los Reactivos:  I2 y  H2

Nota: Si disminuímos la Temperatura, sucederá todo lo contrario.

3) Efecto de la Presión en un Sistema en Equilibrio 

La variación de Presión en un Sistema en equilibrio, sólo tiene efectos importantes cuando se trata de sustancias en estado gaseoso, puesto que los gases son muy compresibles, a diferencia de los líquidos ( incompresibles ) y los sólidos (poco compresibles).  Entonces para un sistema gaseoso al cambiar la Presión, se cambia también el volumen.

Cuando se varía la Presión sobre un Sistema en equilibrio, se tienen 2 casos:

Efecto de un aumento de Presión↑ en un Sistema en Equilibrio 

Al aumentar la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción:  El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay menor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el menor número de moles o volúmenes.

Se tiene la siguiente Reacción en equilibrio:

CO (g)  +  2 H2 (g)    ⇄   CH3OH (g)     

Para analizar el efecto de la Presión en un Sistema en equilibrio nos basaremos en sus volúmenes molares o número de moles. En esta reacción tenemos:

Reacción directa:

Volúmenes o moles de los Reactivos:

1 Volumen (o 1 mol) de CO (g)

2 Volúmenes (o 2moles) de H2 (g) 

Total: 3 Volúmenes  o 3 moles

Reacción Inversa:

Volúmenes o moles de los Productos:

1 Volumen (o 1 mol) de CH3OH (g)  

Total: 1 Volúmen  o 1 mol

Un aumento en la Presión de éste Sistema:

CO (g)  +  2 H2 (g)    ⇄   CH3OH (g)

      3 volúmenes              1 volumen

Si hacemos la similitud con una balanza, al aumentar la Presión, ocurriría lo siguiente:

                     

El Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción:  El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay menos número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el menor número de moles o volúmenes, que en éste caso será la Reacción Directa donde hay 1 mol, y se restablece el equilibrio:

Efecto de una disminución de Presión↓ en un Sistema en Equilibrio 

Al disminuir  la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción:  El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay mayor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el mayor número de moles o volúmenes.

Una disminución en la Presión de éste Sistema:

CO (g)  +  2 H2 (g)    ⇄   CH3OH (g)

      3 volúmenes              1 volumen

Si hacemos la similitud con una balanza, al aumentar la Presión, ocurriría lo siguiente:

El Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción:  El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay  mayor número de moles o menor número de volúmenes molares, es decir, se favorece la Reacción que produce el mayor número de moles o volúmenes, que en éste caso será la Reacción Inversa donde hay 3 moles, y se restablece el equilibrio:

En el caso que se tenga igualdad de moles a ambos lados de la Reacción:

I2 (g)  +  H2 (g)    ⇄  2 HI (g) 

2 volúmenes         2 volúmenes

El aumento↑  o disminución↓  de Presión implica un efecto idéntico en ambos lados del Equilibrio.  Esto favorecerá por igual a la reacción Directa y a la Inversa, por lo tanto el equilibrio no se verá afectado.

4) Efecto de un Catalizador en un Sistema en Equilibrio 

Un Catalizador acelera o retarda ambas reacciones (la Directa y la Inversa) en igualdad de condiciones, por lo tanto no afecta la posición de equilibrio de un Sistema reaccionante.

Ejercicio de aplicación de los Factores que afectan el Equilibrio Químico

I) En la siguiente Reacción:    N2O4 (g)  + 14 Kcal   ⇄  2 NO2 (g)  la cual ocurre a una Temperatura de 65 °C, explique los efectos que producirían sobre el sistema las siguientes perturbaciones:

1) Disminución de la Temperatura

2) Introducción de cierta cantidad de Dióxido de Nitrógeno

3) Introducción de cierta cantidad de Tetraóxido de diNitrógeno

4) Disminución de la Presión del Sistema

5) Si al Sistema se le agrega un Catalizador.

Para resolver éstos Problemas debemos analizar la Reacción en equilibrio y aplicar el Principio de Le-Chatelier en cada una de las perturbaciones o factores que lo afectan.

1) Disminución de la Temperatura

Veamos la Reacción:  N2O4 (g)  + 14 Kcal   ⇄  2 NO2 (g)            T =   65 °C

Análisis: Observamos que la Reacción directa es endotérmica  porque hay un requerimiento de calor ( + 14 Kcal ) en los reactivos, entonces se trata de un Proceso endotérmico.

Si se disminuye la Temperatura, se verá favorecido el Proceso exotérmico, es decir la reacción inversa, entonces, el Sistema reaccionará consumiendo más rápidamente al NO2  y producir ese "déficit" de energía hasta restablecer el equilibrio.

2) Introducción de cierta cantidad de Dióxido de Nitrógeno

Análisis: Observamos que el Dióxido de Nitrógeno (NO2) es un Producto de la Reacción.  Al aumentar la cantidad de un Producto, la balanza se inclinaría hacia la derecha cierto?

Entonces, el sistema tiende a restablecer el Equilibrio consumiendo éste excedente, por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la izquierda para favorecer a la reacción inversa y así consumir el exceso de NO2  introducido en el Sistema.  De ésta manera aumenta la producción de  N2O4

3) Introducción de cierta cantidad de Tetraóxido de diNitrógeno

Análisis: Observamos que el Tetraóxido de diNitrógeno (N2O4) es el Reactivo de la Reacción.  Al aumentar la cantidad de un Reactivo, la balanza se inclinaría hacia la izquierda cierto?

Entonces, el sistema tiende a restablecer el Equilibrio consumiendo éste excedente, por lo tanto el equilibrio se desplaza hacia la derecha para favorecer a la reacción directa y así consumir el exceso de N2O4  introducido en el Sistema.  De ésta manera aumenta la producción de  NO2

4) Disminución de la Presión del Sistema

Análisis: Para analizar el efecto de la Presión en un Sistema en equilibrio nos basaremos en sus volúmenes molares o número de moles. En esta reacción tenemos:

N2O4 (g)   ⇄  2 NO2 (g) 

Reacción directa:

Volúmenes o moles de los Reactivos:

1  mol de N2O4

Reacción Inversa:

Volúmenes o moles de los Productos:

2  moles de NO2

Al disminuir  la Presión en un Sistema en equilibrio, el Proceso reaccionará con una respuesta que contrarreste esta acción:  El Equilibrio se desplaza reaccionando químicamente hacia donde hay mayor número de moles o menor número de volúmenes molares

 En éste caso, el equilibrio se desplazará hacia la derecha donde hay mayor número de moles: 2 moles, es decir, se favorece la reacción directa produciendo más NO2 para restablecer el equilibrio.

5) Si al Sistema se le agrega un Catalizador.

La presencia de un catalizador disminuirá la energía de activación tanto de la reacción directa como de la reacción inversa, por lo tanto acelera ambas reacciones, en consecuencia el catalizador no tiene efecto sobre el equilibrio químico.

II) Para la reacción:   CO (g)  +  H2O (g)   ⇄   CO2 (g)     +  H2 (g)        a   T = 986 °C

El cociente de Concentración ( Q ) es 1,12.   

La Constante de Equilibrio Ke para esa Reacción  a   T = 986 °C  tiene un valor de  Ke = 0,628.

Indicar si la Reacción está en equilibrio.  De no ser así, ¿Cuál reacción se favorece?

Análisis: La constante de Equilibrio Ke es resultado que se obtiene del cociente de las concentraciones en Equilibrio

Esto significa que en el equilibrio, el valor de Ke debe ser igual al cociente de las concentraciones Q.  De no ser así, se tienen dos posibilidades:

Si Q < Ke:  Este caso se presenta cuando el producto de las concentraciones del denominador es mayor que el correspondiente al del numerador, esto indica que hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Reactivos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Directa.

Si Q > Ke:  Este caso se presenta cuando el producto de las concentraciones del numerador es mayor que el correspondiente al del denominador, esto indica que hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Productos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Inversa.

Por supuesto, Si Q > Ke:  En esta situación, el sistema está en equilibrio dinámico y ambas reacciones poseen igual rapidez de reacción

Comparamos Q y Ke

Q =  1,12.

Ke = 0,628.

Q > Ke  

Respuesta: El cociente de concentraciones Q es mayor que el Valor de Ke, esto significa que la reacción no está en equilibrio porque hay mayor cantidad de sustancias en el lado de los Productos, y según el Principio de Le-Chatelier, para que el equilibrio se restablezca es necesario que se consuman esas sustancias, por lo tanto se favorece la Reacción Inversa.

Fin.

Hemos concluído todo el Contenido!!!

¿ Cómo vamos a evaluar éste Tema?

Lo haremos mediante 2 Actividades:

ACTIVIDAD 6: Elaboración de un afiche con un Mapa mixto sobre el equilibrio Químico, el cual debe ser entregado como fecha tope el viernes 12 de junio, vía correo electrónico.(Valor = 10%).  Esta Actividad es individual.

Les sugiero el uso de una Aplicación llamada Keynote  con la que pueden Elaborar Mapas Mixtos geniales, ya que el formato les permite jugar con diversas herramientas.

Por el Chat de Química les voy a pasar un trabajo que recibí con ésta aplicación y verán de qué se trata.  De todas formas, es una sugerencia, ustedes pueden utilizar cualquier otro formato.

Puntos a desarrollar en el Mapa Mixto:

Equilibrio Químico: ¿Qué es? / Características / Aplicaciones e importancia Industrial /  Clases de equilibrio químico: Homogéneos y heterogéneos; También Equilibrio Molecular y equilibrio Iónico.

Reacciones Reversibles: ¿Qué son? / Características / Reacciones directa e Inversa.

Constante de Equilibrio Ke: ¿Qué es? /  Expresión de la constante para una Ecuación genérica /  Significado de Ke cuando Ke = 1;  Ke<1 y Ke>1

Principio de Le-Chatelier: Enunciado, análisis y Aplicaciones Tecnológicas: Explique ¿En qué consiste la  Síntesis del Amoníaco por el Proceso de Haber :N2 (g)  + 3  H2 (g)    ⇄  2 NH3(g)  + 92,38 Kcal ( según los beneficios de la aplicación Industrial de éste Principio)

Factores que afectan el Equilibrio: Concentración de las sustancias; Temperatura, Presión y Catalizador (Explicarlos y poner 1 ejemplo de cada uno)

Como  pueden darse cuneta,  necesitan que el Mapa sea grande y les permita desarrollar todos los puntos, por eso les sugiero el Keynote

ACTIVIDAD 7: Guía de Ejercicios con un valor del 15%. Pueden trabajar en pareja o en equipos de 3 personas como máximo.  Debe ser entregada como fecha tope el viernes 12 de junio, vía correo electrónico.

Esta guía se las entrego el próximo lunes 5 de mayo....

Llegar a éste punto merece un aplauso!!!

Los felicito por todo el esfuerzo que están realizando en este año escolar donde han trabajado muy duro, demostrando todas sus capacidades y ganas de aprender con compromiso y responsabilidad!  Ya falta muy poco para terminar  exitosamente nuestro tercer lapso, y eso merece un reconocimiento muy especial...  Estamos juntos en ésta batalla, así que no desmayen... falta muy poquito para terminar el año escolar y quiero que lo hagan por todo lo alto, así que traten de hacer últimas evaluaciones excelentes.. ok?!!

Un abrazo... y hasta el lunes Dios mediante!

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DEL EQUILIBRIO QUÍMICO

 EJERCICIOS DE APLICACIÓN DEL  EQUILIBRIO QUÍMICO

Los Problemas de aplicación del Equilibrio químico se basan en el Cálculo de la Constante de Equilibrio (Ke), ya que su valor  tiene un significado particular según el resultado obtenido.

SIGNIFICADO DEL VALOR DE LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO

En un sistema en equilibrio se pueden presentar algunas de las siguientes situaciones:

Valor de KE > 1: Cuando el resultado de la Constante de equilibrio es mayor que 1 indica que la concentración de los productos es mayor que las concentraciones de los reactivos, y es lógico puesto que éste resultado se obtiene del cociente: [productos] / [reactivos]

Industrialmente se busca obtener este resultado, con el fin de optimizar la formación de Productos.  Entonces se tiene un proceso rentable en la elaboración de los productos.

Valor de KE = 1: Cuando el resultado de la Constante de equilibrio oscila o es igual a 1 significa que la proporción de reactivos y productos es similar, sin que se favorezca la producción de ninguno de los dos.

Industrialmente, si se obtiene un valor cercano a 1, el proceso no es rentable, puesto que no se obtiene una buena producción de los Productos, ni tampoco de los reactivos.

Valor de KE < 1: Cuando el resultado de la Constante de equilibrio es meno a 1 indica que la concentración de los reactivos es mayor que las concentraciones de los productos.

Industrialmente se tiene un proceso desfavorable en la formación de Productos, pues predomina la formación de los Reactivos.

Dependiendo de cuál sea la prioridad del Proceso, se pueden modificar ciertos factores para obtener más Productos o más Reactivos, según sea el caso.  Estos factores los veremos más adelante.


Ejercicio-1

En un recipiente que se encuentra a una Temperatura de 750 °C, se tiene en equilibrio Hidrógeno, Azufre y Sulfuro de Hidrógeno, según la siguiente Reacción:

2 H2 (g)  +  S2 (g)  <======> 2 H2S (g)

Experimentalmente se determinaron que las concentraciones en equilibrio de las sustancias son:
[H2] = 7,6 x 10⁻²mol/litro ;   [S2] = 1,6 x 10⁻²mol/litro   y   [H2S] = 9,3 x 10⁻²mol/litro

a) Halle la Constante de equilibrio del sistema, y b) Explique el significado del valor obtenido

Solución del Problema

Lo primero que hacemos hallar la Expresión de la constante de equilibrio para ésta Reacción:

2 H2 (g)  +  S2 (g)  <======> 2 H2S (g)


Ke = [H2S]² / [H2]² x [S2]

Ahora sustituímos los valores de las concentraciones en equilibrio de las sustancias en la ecuación:

Ke = [9,3 x 10⁻²]² / [7,6 x 10⁻²]² x [1,6 x 10⁻²]


Resolviendo, nos queda:
a)    Ke = 93,58


b) Significado del valor de Ke:  Valor de KE > 1: Cuando el resultado de la Constante de equilibrio es mayor que 1 indica que la concentración de los productos es mayor que las concentraciones de los reactivos, es decir, se obtiene un proceso muy rentable para la Elaboración del Sulfuro de Hidrógeno.


Otro ejercicio, sin darles directamente las concentraciones de las sustancias, pero les doy los moles.

Ejercicio-2

En un recipiente de 8 litros ya una Temperatura de 650 °C, 1,37 moles de Hidrógeno,  2,66 moles de Azufre y 1,70 moles de Sulfuro de Hidrógeno se encuentran en equilibrio. según la siguiente Reacción:  2 H2 (g)  +  S2 (g)  <======> 2 H2S (g)
a) Halle la Constante de equilibrio del sistema.

                                                         Solución del Problema

Lo primero que hacemos hallar la Expresión de la constante de equilibrio para ésta Reacción:

2 H2 (g)  +  S2 (g)  <======> 2 H2S (g)


Ke = [H2S]² / [H2]² x [S2]

En este caso, no tenemos la información directa de las concentraciones de las sustancia en equilibrio, pero sí sabemos el número de moles de las mismas, entonces las podemos calcular mediante la formula de Molaridad: La concentración Molar de una sustancia se obtiene dividiendo el número de moles del la sustancia (n) entre el volumen de la solución (en litros):  M = n / V

Datos:

Volumen del Recipiente: V = 8 litros
n H2 = 1,70 moles  -----> [ H2 ] = n / V   =  1,37 mol / 8 litros -----> [ H2 ] = 0,171 mol/l
n S2 = 2,66 moles  -----> [ H2 ] = n / V   =  2,66 mol / 8 litros -----> [ H2 ] = 0,332 mol/l
n H2S = 1,37 moles  -----> [ H2 ] = n / V   =  1,37 mol / 8 litros -----> [ H2 ] = 0,210 mol/l

Ahora sustituímos los valores de las concentraciones en equilibrio de las sustancias en la ecuación:

Ke = [0,21]² / [0,171]² x [0,332]


Resolviendo, nos queda:
a)    Ke = 4,54







Muy bien.... Ahora resolveremos un Ejercicio más complejo... donde emplearemos análisis del proceso traducidos a cálculos matemáticos...

Ejercicio-3

En un recipiente de 1 litro de capacidad se colocan 1 mol de Trióxido de diNitrógeno, el cual se descompone a 35 °C según la siguiente reacción: N2O3(g) <======> NO(g)  +  NO2(g) 
La Constante de Equilibrio para la reacción es 8,42 10⁻³  Calcule las concentraciones de las especies químicas en equilibrio.

Ok... en este tipo de problemas debemos analizar muy bien cuáles son los datos que nos están suministrando para poder realizar los cálculos.

Datos:

• El volumen del recipiente es 1 litro.  V = 1 litro

• Me dicen que en ese recipiente "se colocan" 1 mol de N2O3,  al decir: "se colocan" debo entender que esa es la cantidad inicial de esa sustancia, que en este caso es el reactivo. ninicial N2O3 = 1 mol
• También me dan el valor de la Constante de Equilibrio Ke = 8,42 10⁻³

Me piden calcular las concentraciones de todas las sustancia en el equilibrio ???

ok.... veamos cómo se resuelve esto...

                                                            Solución del Problema

Lo primero que hacemos hallar la Expresión de la constante de equilibrio para ésta Reacción:

N2O3(g) <======> NO(g)  +  NO2(g) 


Ke = [NO] x [NO2] / [N2O3]

No tenemos ninguna de las concentraciones de las sustancias en equilibrio... el único dato que tengo son los moles iniciales del reactivo, entonces puedo hallar su concentración inicial:

Volumen del Recipiente: V = 1 litro
ninicial N2O3 = 1 mol  -----> [ N2O3 ] = n / V   =  1 mol / 1 litros -----> [ N2O3 ] = 1 mol/l

Entonces tenemos que inicialmente ( tiempo = 0 ), las concentraciones de las sustancias serían:

 [ N2O3 ]i = 1 mol/l
 [ NO ]i = 0 mol/l
 [ NO2 ]i = 0 mol/l
(ambas son "cero" porque al inicio solo está el reactivo y aún no se ha formado el producto)

Entonces debo plantearme un sistema de variables e incógnitas que me lleven a resolver el problema, de la siguiente manera:

Análisis de las concentraciones de las sustancias al inicio:  ( tiempo = 0 )  y al alcanzar el equilibrio (t = Equilibrio ):

                               Concentraciones de las sustancias
tiempo                     [N2O3]     [NO]      [NO2]

t= 0 (inicio)                   1                     0                     0   
t = Equilibrio           (1 - X)                X                    X


llamaremos  " X " a la cantidad de N2O3 que se consume hasta alcanzar el equilibrio.  Por lo tanto es la misma cantidad que se produce de NO y de NO2  

 Partiendo de éste análisis de concentraciones en términos matemáticos, podemos plantear una Ecuación que me permita calcular el valor de  " X ", y de esa forma podré hallar lar concentraciones de las sustancias en equilibrio.

Muy bien, Entonces tenemos que en el Equilibrio (t = Equilibrio ), las concentraciones de las sustancias serían:

 [ N2O3 ]e = (1 - X)
 [ NO ]e =  X
 [ NO2 ]e =  X
(ambas son " X" porque es la cantidad del reactivo que se consumió).


Ahora sustituímos los valores de las concentraciones en equilibrio de las sustancias en la ecuación:

Ke = [NO] x [NO2] / [N2O3]

Ke = [X] x [X] / [1-X]

Ke = [X]²  / [1-X]

Sustituímos el valor de  Ke = 8,42 10⁻³ y resolvemos:

8,42 10⁻³ x (1-X )  =  X²

8,42 10⁻³ -  8,42 10⁻³ X  =  X²

Ordenamos los términos y vamos a obtener una ecuación de 2do grado:

X² +  8,42 10⁻³ X  -   8,42 10⁻³ =  0
a²         b X                       c            =     0 :  Ecuación cuadrática

Aplicando la Resolvente para la Ecuación de segundo grado quedaría:

X =  -b   +/-  Raíz cuadrada de (b)² - 4 . a . c
                                       2 .a

Recuerdan eso de matemática???... Espero que si...

Ok... entonces sustituímos los términos:

a = 1
b = 8,42 10⁻³
c = -   8,42 10⁻³

X =  - (8,42 10⁻³)  +/-  Raíz cuadrada de (8,42 10⁻³)² - 4 . (1) . (-   8,42 10⁻³)
                                                             2 . (1)

Resolviendo, nos quedan dos valores:

1)   X = 0,08764

2)   X = - 0,096

Descartamos el valor negativo, puesto que las concentraciones de los productos no pueden ser mayores a la del reactivo. y tomamos el valor de X = 0,08764 

Ahora sustituímos el valor de X en las expresiones de las concentraciones en equilibrio y de esa manera determinamos dichas concentraciones:

las concentraciones en equilibrio de las sustancias serían:

 [ N2O3 ]e = (1 - X)  ------->  [ N2O3 ]e = (1 - 0,08764) = 0,91236 mol/ litro

 [ NO ]e =  X  = 0,08764 mol/ litro

 [ NO2 ]e =  X  = 0,08764 mol/ litro

FIN 

El Próximo viernes 05 de junio a las 10 am. tendremos una clase-vía-chat-interactivo donde podré aclarar todas las dudas, así que vayan practicando para poder atenderlos con propiedad....

Un abrazo y feliz inicio de semana mis campeones!!!!! 


















Eso es lo que debemos hacer en éstos momentos... fortalecernos:  Fortalecer nuestra fe, Fortalecer nuestros valores, Fortalecer nuestros conocimientos... en fin Fortalecernos como seres humanos, para estar renovados y preparados para el reencuentro....  Que Dios los Bendiga mis muchachos!!!