Química-Cuarto Medio

Miércoles 18/Marzo



BIENVENID@S  4° MEDIO

Bienvenidos alumnos de cuarto medio a nuestras clases de química. Espero que se encuentren bien y que podamos trabajar juntos con esta nueva forma de enseñanza tecnológica.

Para cualquier consulta pueden comunicarse conmigo a través del mail, nicolequimica.etievan@gmail.comLos horarios de consultas y entrega de futuros trabajos serán de Lunes a Viernes de 8:00-16:00.

Los días miércoles de 8:45-15:45 estaré conectada en gmail para que me puedan consultar por hangouts de forma inmediata.

Por el momento todos los ejercicios presentados en este blog deben ser realizados en tu cuaderno para una futura revisión que podría ser calificada.

Saludos

EQUILIBRIO QUÍMICO



 Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO. Este equilibrio ocurre en reacciones reversibles.


REACCIÓN REVERSIBLE

Para este tipo de reacción, debemos tener en cuenta que la flecha es en ambos sentidos:


Su representación gráfica es la siguiente:



Se puede observar que la reacción comienza con una cierta cantidad de reactantes (A o B) los cuales se van consumiendo a medida que transcurre en tiempo y a su vez se va formando más producto (C o D), esto ocurre hasta la línea punteada ya que después de esta las cantidades permanecen constantes, es decir, llegaron al estado de equilibrio.


REACCIÓN IRREVERSIBLE

Su ecuación química es la siguiente:

 Y su gráfica:


La diferencia con las reacciones reversibles es que en este tipo de reacción las cantidades de reactantes (A o B) se consumen por completo.

EQUILIBRIO QUÍMICO

Veamos la siguiente reacción reversible:

Como podemos observar la reacción ocurre en ambos sentidos y cada sentido posee una cierta velocidad asociada.

Cuando la reacción se dirige de reactantes a productos, se le denomina sentido directo y cuando la reacción va en sentido contrario (producto a reactante) se le conoce como sentido indirecto/inverso.
Conociendo los sentidos de una reacción reversible podemos decir que la reacción alcanza el estado de equilibrio cuando las velocidades directa/indirecta son iguales.

Podemos representarlo en un gráfico Velocidad vs Tiempo de la siguiente manera:

Y si hablamos de la reacción en estado de equilibrio en base a las concentraciones tenemos:

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (KC)


La constante de equilibrio corresponde al cociente entre los productos y los reactantes, que:

1. Permite calcular las concentraciones de reactivos y productos cuando se ha establecido el equilibrio
2. Predice la dirección en la que se llevará a cabo una reacción hasta alcanzar el equilibrio.
3. Los valores de la constante de equilibrio se obtienen de forma experimental.

Veamos algunos ejemplos de reacciones químicas con sus valores de constante:


Estos valores de constante dependen de la temperatura, por lo tanto, si se cambia la temperatura este altera el valor de la constante de equilibrio.

De los ejemplos anteriores podemos concluir que el valor de la primera constante (reacción del monóxido de nitrógeno) es muy pequeño y que el segundo valor para la reacción de amoniaco es grande.

El valor de la constante nos permite conocer cómo son las proporciones de las concentraciones de los reactantes con respecto a los productos.

TIPOS DE EQUILIBRIOS

Existen dos tipos de equilibrios químicos, los homogéneos y los heterogéneos.

Equilibrio Homogéneo

Es aquel en donde todas las sustancias de la reacción se encuentran en el MISMO estado físico. Por ejemplo:
En donde la expresión de la constante de equilibrio es la siguiente:

Equilibrio Heterogéneo

Es aquel en donde las sustancias de la reacción se encuentran en DISTINTOS estados físicos. Por ejemplo:


Cuya expresión de la constante de equilibrio es la siguiente:

Cómo pueden observar las sustancias SÓLIDAS de la reacción NO aparecen en la constante de equilibrio. Esto se debe a que las sustancias sólidos y líquidos no se escriben en la constante porque tienen concentración constante, por lo tanto, se integran en la constante de equilibrio.

CONSTANTE DE EQUILIBRIO (Kc) Y COCIENTE DE REACCIÓN (Q)



   

El cociente de reacción es una expresión análoga a la constante de equilibrio, pero se calcula empleando las concentraciones INICIALES de cada componente del sistema y NO con las concentraciones en equilibrio. 

 El valor del cociente de reacción nos permite predecir el sentido de la reacción.


Desafío #1
El amoniaco (NH3) se obtiene exclusivamente por el proceso Haber-Bosch, que consiste en la reacción entre nitrógeno e hidrógeno gaseoso.
a) ¿Cuál es su ecuación química?
b) ¿Cuál es la expresión de la constante de equilibrio?
c) ¿Corresponde a un equilibrio homogéneo/heterogéneo?
d) Cuando el sistema alcanzo el equilibrio se cuantificó la existencia de 3,01mol de N2, 2,10mol de H2 y 0,565mol de NH3 en un matraz de 13L. Determina el valor de la Kc para la reacción a 500°C. ¿Qué se puede interpretar de su constante de equilibrio? 


PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER


“ Si un sistema en equilibrio se altera a causa de un cambio de condiciones, el sistema se desplazará en la dirección en la cual se reduce dicho cambio”.

EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN 

Al aumentar la concentración de los reactivos (manteniendo constantes otras variables del sistema), el sistema reaccionará oponiéndose a ese aumento. El equilibrio se desplazará a la derecha favoreciendo la formación de productos y contrarrestando el efecto, hasta que de nuevo se establece el equilibrio.

Desafío #2
Para la reacción:
Las concentraciones que se encuentran en el equilibrio, son: [NO]: 0,399 mol/L, [O2]: 1,197mol/L y [NO2]:0,202mol/L. Determina el valor para Kc.
Se altera el equilibrio al agregar 1 mol/L de oxígeno en concentración. Determina el valor de Q (cociente de reacción).
a) ¿Qué puedes concluir sobre los valores de Kc y Q?
b) ¿Qué sucederá si se agrega al sistema 1 mol/L de dióxido de nitrógeno?
c) ¿Cómo se restablece el equilibrio si se deja escapar 1 mol/L de oxígeno?

EFECTO DE LA PRESIÓN


En un sistema químico en el que participan sustancias en estado gaseoso, se altera el equilibrio cuando se produce una variación en al presión que lo afecta.

Así un AUMENTO de la presión favorecerá la reacción que implique la disminución  de volumen; en cambio, si la presión DESCIENDE, se favorecerá la reacción en la que los productos ocupen un volumen mayor que los reactantes.

Formas de alterar la presión del sistema gaseoso: 
- Agregando o quitando un componente. 
- Cambiar el volumen del contenedor. 
- Añadir un gas inerte solo aumenta la presión total del sistema pero no altera el equilibrio.

Ejemplo:
Para la siguiente reacción que se encuentra en equilibrio, se aumenta la presión. 




Debido al cambio de este factor la reacción responderá desplazándose donde exista un menor volumen. Para poder responder debemos fijarnos en los coeficientes estequiométricos:


Podemos concluir que en los reactantes tengo 4 moles y en los productos tengo 2 moles, por lo tanto, la reacción se desplazará hacia los productos, ya que es donde existe un menor volumen molar.

EFECTO DE LA TEMPERATURA

Al aumentar la temperatura de un sistema que se encuentra en equilibrio, este se opondrá al cambio, desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, favoreciendo la reacción endotérmica, y viceversa, si disminuye la temperatura, se favorecerá la reacción exotérmica.

Reacción endotérmica:


Reacción exotérmica:



Ejemplo:

Predice para cada una de las siguientes reacciones:
a) N2 (g)  +  O2 (g)  <-> 2 NO (g)         ΔH= +43 kcal/mol
b) N2 (g) + 3H2 (g)  <-> 2 NH3 (g)        ΔH= -22 kcal/mol
¿Qué sucede si aumenta la temperatura del sistema?

Desafío #3





 Miércoles 25/marzo

Para la clase de hoy desarrollaran una guía de ejercicio con nota del 15% desde sus casas. 
 
La fecha de entrega es para el miércoles 1/abril y lo deben enviar al correo: nicolequimica.etievan@gmail.com.

Deben seleccionar el link para descargar el documento:


 

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