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INSTITUCIONEDUCATIVA DE CHALAN FECHA: 01 - 30 - 11 - 2020 GUIA: 4 AREA: CIENCIAS NATURALES GRADO/GRUPO: 10 A-B ASIGNATURA: QUIMICA JORNADA: MATINAL DOCENTE: GERMAN CASSIANI SEDE: PRINCIPAL HORAS CLASE: 16 PERIODO: SEGUNDO COMPETENCIAS:
- Explica los fundamentos y naturaleza del equilibrio químico que alcanzan algunas reacciones químicas del entorno y su clasificación en equilibrios homogéneos y heterogéneos.
- Procesa e interpreta información que permite definir la constante de equilibrio de diversas reacciones químicas del entorno y su relación con la velocidad de reacción.
- Predecir la respuesta de una reacción química en equilibrio basándose en los diversos factores que intervienen en ella y de acuerdo con el principio de Le Châtelier. DESEMPEÑOS:
- Utiliza ecuaciones de constantes de equilibrio para calcular concentraciones de reactivos y productos en reacciones químicas.
- Compara el comportamiento de las propiedades coligativas de las soluciones acuosas iónicas y no iónicas, y explica sus diferencias. MOTIVACION: Cordial saludo estudiantes del grado Décimo, con esta nueva guía de aprendizaje queremos comenzar la temática relacionada con el equilibrio quimico, espero que así como trabajaron la guía anterior, trabajen esta que estoy seguro les va a servir en su proceso de aprendizaje. PROPOSITOS DE LA ACTIVIDAD: El propósito fundamental de esta guía es adquirir una noción amplia de lo que hace referencia al equilbrio que se da entre los reactivos y productos con relación a su velocidad y los factores que influyen en ese equilibrio que se pueden dar en la naturaleza, o en un laboratorio y el significado que tienen en la vida diaria. En tal sentido, es relevante que los alumnos(as) comprendan que el equilibrio químico es esencial para la vida.
UNIDAD TEMATICA: PRESABERES: Equilibrio Químico Cuando se estudian los cambios en la materia, se habla de los cambios físicos y químicos. Los cambios químicos involucran una reacción química (representada mediante una ecuación química) entre diferentes sustancias llamadas reactivos produciendo la formación de sustancias nuevas llamadas productos. Todos los procesos químicos evolucionan desde los reactantes hasta la formación de productos a una determinada velocidad hasta que la reacción se completa. En ese momento, la velocidad de formación de los productos es igual a la velocidad de descomposición de éstos para formar nuevamente los reactantes de los que proceden. Desde ese mismo momento las concentraciones de todas las especies reaccionantes (reactantes y productos) permanecen constantes. Ese estado se conoce con el nombre de equilibrio químico. El equilibrio químico es un estado en el que no se observan cambios visibles en el sistema. Sin embargo, a nivel molecular existe una gran actividad debido a que las moléculas de reactantes siguen produciendo moléculas de productos, y estas a su vez siguen formando moléculas de reactivos (equilibrio dinámico) (fig.1). Fuente: Equilibrio Químico. Editorial: McGrawHill Recuperado de http://www.mcgraw- hill.es/bcv/guide/capitulo/844816962X.pdf La ley de acción de masas se enuncia “la velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las masas activas de las sustancias reaccionantes”. La expresión masas activas hace referencia a las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción, y es la base para la formulación de la ecuación de velocidad. Cuando se presenta un estado de equilibrio, la ley de acción de masas relaciona las velocidades en los sentidos de reactivos a productos o de productos a reactivos (se habla de una reacción reversible). Ejemplo: H2(g) + I2(g) 2HI(g) Las expresiones de velocidad para cada dirección son V 1 = K 1 [H 2 ][I 2 ] V 2 = K 2 [HI]^2 En equilibrio las dos velocidades son iguales V 1 =V 2 De donde obtenemos la igualdad K 1 [H 2 ] [I 2 ] = K 2 [HI]^2 Al relacionar las dos constantes de velocidad, se obtiene una nueva constante: la constante de
equilibrio Ke = K 1 = [HI]^2
K 2 [H 2 ] [I 2 ]
La constante de equilibrio Ke es característica de cada reacción, bajo condiciones de temperatura y presión específicas y constantes. En forma general podemos afirmar que para una reacción cualquiera: aA(g) + bB(g) cC + dD La constante de equilibrio está dada por la ecuación Ke = [C]c^ [D]d [A]a^ [B]b Indica que el producto de las concentraciones de
H2(g) + I2(g) → 2HI(g) a 454°C Como ya dijimos, cuando se alcanza el equilibrio químico las velocidades de la reacción directa ( ) e inversa ( ) son iguales y las concentraciones de los reactantes y de los productos permanecen constantes. Para que esto ocurra, la reacción debe suceder a una temperatura y presión constantes en un recipiente cerrado en el que ninguna sustancia pueda entrar o salir. Es importante diferenciar entre el equilibrio en términos de velocidad, en el que ambas velocidades son iguales, del equilibrio en términos de concentraciones, donde éstas pueden ser, y normalmente son, distintas. Existen diversos factores capaces de modificar el estado de equilibrio en un proceso químico, como son: la temperatura, la presión(afectando al volumen) y las concentraciones. La influencia de estos tres factores se puede predecir, de una manera cualitativa por el Principio de Le Chatelier, que dice lo siguiente: Si en una reacción química en equilibrio se modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio. Este principio es equivalente al principio de la conservación de la energía. Efecto de la temperatura Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor; es decir, hacia el sentido que marca la reacción endotérmica. Aquí debemos recordar que en las reacciones químicas existen dos tipos de variación con la temperatura: Exotérmica: aquella que libera o desprende calor. Endotérmica: aquella que absorbe el calor. Es importante hacer notar que a bajas temperaturas, la reacción requiere más tiempo, debido a que bajas temperaturas reducen la movilidad de las partículas involucradas. Para contrarrestar este efecto se utiliza un catalizador para acelerar la reacción. Respecto a los catalizadores, se ha determinado que estos no tienen ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio. Efecto de la presión Si aumenta la presión la reacción se desplazará hacia donde exista menor número de moles gaseosos, para así contrarrestar el efecto de disminución de volumen, y viceversa. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble. Efecto de las concentraciones Un aumento en la concentración de uno de los reactivos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de productos, y a la inversa en el caso de que se disminuya dicha concentración. Y un aumento en la concentración de los productos hace que el equilibrio se desplace hacia la formación de reactivos, y viceversa en el caso de que se disminuya.
Fuente: Equilibrio Químico. Editorial: McGrawHill Recuperado de http://www.mcgraw- hill.es/bcv/guide/capitulo/ 62X.pdf
Autoevaluación
En una reacción química en la que se ha alcanzado el equilibrio los moles de los respectivos productos y reactivos son los siguientes: Si el volumen del recipiente es de 436 mL, ¿cuál será el valor de Kc? a)3. b)4. c)7. 5.En un recipiente cerrado de 5 L tenemos un equilibrio heterogéneo como el que se indica: Indica cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas: a)Para calcular la constante deberemos tener en cuenta únicamente las especies gaseosas b)Para calcular la constante deberemos tener en cuenta únicamente las especies gaseosas y líquidas c)Para calcular la constante deberemos tener en cuenta todas las especies d)El valor de la constante Kp será de 3.1·10- 23
Autoevaluación
El COCl 2 gaseoso se disocia a una temperatura de 1000 K, según al siguiente reacción: Cuando al presión del equilibrio es de 1 atm el porcentaje de disociación del COCl 2 es del 49.2%. Calcula el valor de Kp. a)0. b)0.
Autoevaluación Si dejamos que la reacción transcurra hasta el equilibrio, ¿cuál de las siguientes tablas indica correctamente el proceso? a) b) c)
Autoevaluación d) e)
- Cuando se calienta el pentacloruro de fósforo se disocia según: PCl 5 (g) Cl 2 (g) + PCl 3 (g) A 250ºC, la constante Kp es igual a 1.79. Un recipiente de 1.00 dm 3 , que contiene inicialmente 0.01 mol de PCl 5 , se calienta hasta 250ºC. Una vez alcanzado el equilibrio: Datos: R = 0.082 atm·L·K-1·mol- 1 El grado de disociación del PCl 5 en las condiciones señaladas es del 49%. Las concentraciones de todas las especies químicas presentes en el equilibrio son: a) [Cl 2 ] = 0.0083 mol/L
Autoevaluación c) La presión final del sistema es de 1499 atm Se introducen 0.1 moles de SbCl 5 en un recipiente de 1 litro, se calientan a 182°C y se produce su disociación: SbCl 5 (g) SbCl 3 (g) + Cl 2 (g), quedando cuando se alcanza el equilibrio 0.087 moles de SbCl 5 : La constante de equilibrio Kc es de 7. La constante de equilibrio Kc es de 1.94·10- 3 Si se aumenta el volumen de 1 a 3 litros, manteniendo la temperatura constante, las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio serán 0.0262 M y 0.0071 M, respectivamente Si se aumenta el volumen de 1 a 3 litros, manteniendo la temperatura constante, las concentraciones de los productos en el equilibrio serán 0.016 y 0. La presión total de la mezcla en las condiciones finales cuando se aumenta el volumen a 3 L será de 1.51 atm La presión total de la mezcla en las condiciones finales cuando se aumenta el volumen a 3 L será de 3.5 atm
- En un reactor de 1L, a temperatura constante, se establece el equilibrio: NO 2 (g)+ SO 2 (g) NO(g) + SO 3 (g) siendo las concentraciones molares en el equilibrio: [NO 2 ]=0.2, [SO 2 ]=0.6, [NO]=4.0 y [SO 3 ]=1.2. a) El valor de la Kc a esa temperatura es de 7·10- 4 b) Si se añaden 0.4 moles de NO 2 , la nueva concentración de reactivos y productos cuando se restablezca de nuevo el equilibrio será de 0.39, 0.39, 4. y 1. c) Si se añaden 0.4 moles de NO2, la nueva concentración de reactivos y productos cuando se restablezca de nuevo el equilibrio será de 1.39, 1.39, 4. y 1.
Autoevaluación
- La reacción 2H 2 O (l) 2H 2 (g) + O 2 (g) no es espontánea a 25 ºC. Indica, señalando las opciones, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. a) La variación de entropía es positiva porque aumenta el número de moles gaseosos b) Se cumple que Kp / Kc = RT c) Si se duplica la presión de H2, a temperatura constante, el valor de Kp aumenta d) La reacción es endotérmica a 25 ºC
- En un matraz de 5 litros se introduce CaCO3 y se calienta a 727 ºC, estableciéndose el equilibrio: CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) Datos: Kc=4·10- 2 a 727 ºC. Masas atómicas: C=12; O=16; Ca= a) Se obtienen 10 .0 g de CaO b) Se obtienen 11.2 g de CaO c) El valor de Kp es de 3. d) Si introducimos en este recipiente 80 g de CaCO3, en el equilibrio quedarán 60 g
Autoevaluación Después de precipitar el sulfato de bario, las concentraciones de los iones presentes en la disolución serán: [Ba2+] = 18.3·10- 10 M; [Na+] = 0.16 M;[SO4 2 - ] = 0.06 M; [Cl−] = 0. M a) Verdadero b) Falso Soluciones de la autoevaluación 1.-
Autoevaluación
a) 9. a) 10. d) 11. e) 12. b) 13. a) y b)
a), b) y c) 15. a) 16. b),c) y e) 17. b) 18. a) y c)
En el ejercicio anterior el valor de la constante Kp es: a) 1. b) 1. c) 5.
- En la siguiente reacción: C 2 H 5 OH + CH 3 COOH ⇆ CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O; Kc = 4. Si se hace reaccionar una mezcla de 46 g de C 2 H 5 OH, 60 g de CH 3 COOH, 176 g de CH 3 COOC 2 H 5 y 90 g de H 2 O. DATOS: Ar (C) = 12; Ar (O) = 16; Ar (H) = 1. a) Si calculamos el cociente de la reacción, vemos que comenzará a transcurrir hacia la derecha b) Si calculamos el cociente de la reacción, vemos que comenzará a transcurrir hacia la izquierda En el equilibrio habrá: a) 60.0 g de CH 3 COOH b) 82.2 g de CH 3 COOH c) 42.2 g de CH 3 COOH
- Dadas las siguientes reacciones: 1.- C (s) + H 2 O (g) ⇆ CO (g) + H 2 (g) ΔHo = 131,3 kJ · mol–^1 ; 2.- Ca(OH) 2 (s) + CO 2 (g) ⇆ CaCO 3 (s) + H 2 O (g) ΔHo = 153,7 kJ · mol–^1. a) Una disminución del volumen en la reacción 1 produce un desplazamiento hacia la izquierda. Un aumento de la presión en la reacción 2 no produce ningún desplazamiento. Un aumento de la temperatura en la reacción 2 produce un desplazamiento hacia la derecha. b) Una disminución del volumen en la reacción 1 produce un desplazamiento hacia la izquierda. Un aumento de la presión en la reacción 2 no produce ningún desplazamiento. Un aumento de la temperatura en la reacción 2
produce un desplazamiento hacia la izquierda. c) Una disminución del volumen en la reacción 1 produce un desplazamiento hacia la izquierda. Un aumento de la presión en la reacción 2 produce un desplazamiento hacia la derecha. Un aumento de la temperatura en la reacción 2 produce un desplazamiento hacia la derecha.
- Si la solubilidad en agua destilada del yoduro de plomo (II) es de 1.2 ·10–3 mol/L: a) Su producto de solubilidad será de 7·10- 32 b) Su producto de solubilidad será de 2.7·10- 32 c) Su producto de solubilidad será de 7·10- 31 d) Su producto de solubilidad será de 6.91·10– 9
- Sabiendo que la Ks del difluoruro de plomo es de 4·10− 8 , deducimos que su solubilidad en una disolución 0.2 M de nitrato de plomo(II) es de: a) 2.23·10− 4 mol/L b) 2.23·10− 6 mol/L c) 5.23·10− 4 mol/L d) 9.23·10− 3 mol/L ENLACES RECOMENDADOS (Videos): You Tube CIBERBIBLIOGRAFIA RECOMENDADA: www.alonsoformula.com/inorganica/oxidos_basicos.htm RECURSOS: Humanos, Computador, Teléfono, Internet EVALUACION/RETROALIMENTACION: Wikipedia Rincon Del Vago BIBLIOGRAFIA: Quimica 10-11 Editorial Santillana
