domingo, 6 de mayo de 2012










Bienvenido estudiante:


        Este espacio ha sido creado pensando en usted, para brindarle herramientas complementarias a las clases presenciales del área de química, que le permitan ampliar sus conocimientos y tener un aprendizaje significativo de cada tema.
    El blog,  contiene una compilación de material seleccionado de  la web,  tales como videos e imágenes que conforman el material de apoyo necesario para desarrollar las actividades propuestas.

         A continuación se presentan unas lecturas que sirven de manera conjunta con lo visto en clases, como base para responder los foros, que forman parte de la evaluación del objetivo, para participar deben hacerlo como anónimo y en el mensaje colocar su nombre y apellido  al final del comentario.

       Además de ello, se tendrá de manera permanente el chat de consulta en la dirección de correo:

cursovirtualquimica@gmail.com

En el horario comprendido de 7 a 9 p.m. de lunes a viernes
Sábados de 10 a 12 a.m.
También pueden escribir un correo electrónico en caso que el chat no este disponible por fallas técnicas u otro motivo.



sábado, 5 de mayo de 2012

Normas para participar en los Foros



Los Foros electrónicos son espacios en donde los estudiantes interactúan con sus compañeros, de manera espontánea o siguiendo la programación suministrada por el maestro,  con el propósito de formular preguntas, orientar la discusión, motivar la participación, promover el discurso coherente y la cohesión de grupo, entre otras, que favorezcan la construcción del conocimiento. A diferencia del chat, esta es una comunicación de tipo asíncrona, ya que por lo general una vez que  el tutor coloca o inicia el tema de discusión, los estudiantes van ingresando al foro y dejan su mensaje el cual debe afirmar o refutar la idea presentada por otros participantes sobre el punto propuesto, y posteriormente deben esperar cierto tiempo mientras que se publiquen otros comentarios, por lo que el proceso puede duran varios días, según lo planifique el tutor.
Dicho todo esto al momento de participar en los foros electrónicos se sugiere:
Puntualidad. No esperar hasta el último día para participar en el foro.

Uso de las Normas de cortesía (saludo despedida y respeto a las opiniones de los demás)

Emisión de mensajes claros y concretos respecto al punto que se trata, que aporten algo enriquecedor para la discusión y no que sea una repetición de lo dicho por otro participante.

En caso de que se vaya a discutir un contenido específico, revisar y preparar su intervención, leer con cuidado todos los aportes que han sido publicados en el foro, antes de iniciar un nuevo tema o respuesta.

Evitar en lo posible el uso y abuso de guiños y emoticonos, y colores en el texto ya que distorsionan la conversación.

Cuidar la ortografía y la gramática. Tratar de enviar mensajes legibles sin utilizar términos que todos los participantes no puedan entender.
    El equilibrio químico es un sistema dinámico en el que las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes y donde la velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa. 

 Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de los reactivos y los productos se encuentran en una relación numérica constante. Un sistema en equilibrio se representa con la siguiente expresión matemática:
Para la reacción:
aA + bB Á  cC + dD
La constante de equilibrio sería:



                                   
     Para comprender  el equilibrio químico hay que recordar que las reacciones químicas no tienen lugar siempre a la misma velocidad, ni se alcanza siempre una transformación completa de los reactivos en productos. 


  Al analizar  una reacción entre gases:

aA + bB  Á  cC + dD

En la que inicialmente solo tenemos los reactivos A y B,  veremos que inicialmente las moléculas de A y de B son muy numerosas y chocan entre sí rompiéndose los enlaces que la forman, y formando nuevos enlaces entre ellos, dando lugar a las sustancias producto C y D, produciéndose la reacción directa, tal como esta escrita.

     A medida que la reacción va progresando,  puede suceder que las especies C y D reaccionen entre sí para dar lugar a las especies iniciales A y Bes decir que se produce la reacción inversa, que se podría representar así:

                                   cC + dD Á  aA + bB

    Esta reacción inversa es muy lenta al principio, pero a medida que transcurre el proceso y va aumentando el número de moléculas de C y D,  la probabilidad de colisión entre ellas es mayor y por tanto aumentará la reacción inversa.

     De manera que llega un momento en que  las velocidades de reacción en ambos sentidos se igualan y  a partir de este momento “aparentemente  se detiene”



   El número de moléculas de cualquier especie permanece constante (ya que se generan el mismo número de moléculas que se destruyen)es decir el equilibrio se alcanza cuando los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad que los productos vuelven a transformarse en reactivos y por consiguiente las concentraciones también permanecerán constantes.

 Se dice entonces que la reacción ha alcanzado un estado de equilibrio químico 




Condiciones para que se de el Equilibrio Químico
¨ Sólo puede existir equilibrio en un sistema cerrado: un sistema en el que ni la energía ni las sustancias entren o salgan continuamente.
¨ Cuando se alcanza el estado de equilibrio, las propiedades observables del sistema (color, masa del reactivo sin reaccionar, temperatura, etc.), no varían con el tiempo. 

viernes, 4 de mayo de 2012

Constante de Equilibrio

       
     En cualquier reacción química que alcance un estado de equilibrio químico, el cociente entre el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos y el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos elevados a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es igual a una constante llamada: “Constante de equilibrio de la reacción”

     Para comprender el origen de la constante de equilibrio se necesita recordar el concepto de velocidad de reacción la cual es el valor que indica la velocidad en que los reactivos se convierten en productos 


   La constante de equilibrio se relaciona con uno de los factores que influyen en la velocidad de una reacción química: La Concentración.
  Para la reacción:
aA+bB  « cC+ dD
En fase gaseosa y en equilibrio. Se tendría que:

[A], [B], [C] y [D], son las concentraciones molares de las especies en el equilibrio.

      La velocidad de la reacción directa (hacia la derecha) vendrá dada por:
V1= K1  [A]a [B]b
       Mientras que la velocidad de la reacción inversa (hacia la izquierda) será:
V2= K2  [C]c [D]d

     Donde K1 y K2 son las constantes cinéticas de velocidad que dependen de la temperatura y el tipo de catalizador utilizado. Cuando la reacción ha alcanzado el equilibrio químico, las velocidades de reacción se igualan, es decir: V1=V2. En consecuencia, se cumple que: 

K1  [A]a [B]b   =    K2  [C]c [D]d
De donde se deriva la siguiente expresión:
K1          [A]a [B]b
K2         [C]c [D]d

     Para cada temperatura el cociente K1 /K2 es constante, y define una nueva magnitud llamada Constante de equilibrio Kc de la reacción, quedando finalmente la expresión:
        [A]a [B]b
Kc= _____________

         [C]c [D]d

    Esta expresión es conocida como ley de acción de las masas o Ley del equilibrio químico, y dice que: En cualquier reacción química que alcance un estado de equilibrio químico, el cociente entre el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos y el producto de las concentraciones en el equilibrio de los reactivos elevados a sus respectivos coeficientes estequiométricos, es igual a una constante llamada: “Constante de equilibrio de la reacción” 


     Hay que recordar que, esto sólo se cumple para soluciones diluidas o gases a bajas presiones, y sólo depende de la temperatura. La importancia de conocer el valor de la constante de equilibrio de un proceso químico radica en que conociendo su valor pueden calcularse la concentraciones máximas de productos para una concentración de reactivos dada. 

viernes, 23 de marzo de 2012

Efectos de las Variaciones en las condiciones del equilibrio


Principio de Le' Chatelier


       “Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha variación”.


  Henri-Louis Le Châtelier, nacido en París en 1850 se formó en el Colegio Rollin, Escuela Politécnica de París, así como en la Escuela de Minas de París. Tras haberse licenciado en Ciencias Químicas, trabajaría durante dos años como ingeniero de minas hasta ser nombrado profesor de química en la Escuela de Minas. 


       En 1888 formuló un principio según el cual el equilibrio en una reacción química se encuentra condicionado por los factores externos, que lo desplazan hasta contrarrestar los cambios provenientes del exterior producidos. 


      Le Châtelier desconocía estas conclusiones, que serían anticipadas por el físico norteamericano Gibbs, y las publicó en la “Ley de estabilidad del equilibrio químico”, conocida actualmente con el nombre de Principio de Le Châtelier. Trabajaría también como profesor de química en la Universidad de París, así como para el Ministerio de Armamento. Además de su importante contribución al “equilibrio dinámico”, realizaría diversos estudios termodinámicos, fomentó la aplicación de la química en la industria, y llegó a ser una eminencia en metalurgia, cementos, cerámica, cristales, combustibles y explosivos. 


     A él se debe la introducción del oxiacetileno en la industria metalúrgica para el moldear y cortar el metal, además de las diversas técnicas de producción del amoníaco, basadas en su principio, válido para reacciones químicas y procesos físicos reversibles, como el de evaporación o cristalización.. Finalmente, fallece en Miribel-les-Echelles en 1936

 Condiciones que afectan el equilibrio
Concentración, Presión y Temperatura


 Efecto de la variación de la Temperatura


     En los procesos endotérmicos el aumento de temperatura favorece el proceso porque necesita aporte de energía.

     En las reacciones exotérmicas el aumento de temperatura entorpece la reacción. En general la reacción se desplaza en el sentido que absorba calor, es decir, que sea endotérmica.




Para una reacción endotérmica:


A + B + calor ↔ C + D 

     Un aumento de la temperatura provocará un desplazamiento del equilibrio hacia el lado que contrarresta, o sea hacia la derecha.


Para una reacción exotérmica



                                     A + B ↔ C + D + calor

   Un aumento de la temperatura provocará el desplazamiento hacia la izquierda.


Ejemplos
     El equilibrio químico NO2 <--> N2O4 es probablemente el mejor para hacer una demostración cualitativa en la que de modo claro se observe la reversibilidad de un equilibrio y la influencia de la temperatura.

 La razón de ello está en la fácil obtención de los componentes y en el color marrón del dióxido (NO2) de nitrógeno frente al tetraóxido (N2O4) que es incoloro.







     En la primera parte del video se observa la obtención del NO2 a partir de cobre y ácido nítrico. Luego el contenido del gas (NO2) se coloca en tubos de ensayo. Inicialmente ambos están de color pardo, pero al sumergir uno de los tubos en el agua con hielo, la temperatura baja, por lo que el equilibrio se desplaza hacia la producción de N2O4, el cual es incoloro. Hay que hacer notar que no va a quedar  totalmente incoloro porque es una reacción que esta en equilibrio y ninguna de las especies desaparece por completo.

    La interpretación debe hacerse a partir del equilibrio. El NO2 es marrón y el N2O4 incoloro, por tanto, el  contenido del primer tubo  al disminuir la temperatura ha evolucionado hacia la formación de mayor cantidad de  N2O4 (se aclara el color), mientras que el segundo tubo al aumentar la temperatura el equilibrio se ha desplazado hacia la formación de mayor cantidad de NO2(se intensifica el color pardo). 

    Según el principio de Le Chatelier, cuando una causa externa actúa sobre un equilibrio químico éste  trata de contrarrestar en lo posible la causa externa introducida.  Se trata de contestar a la pregunta, siguiendo el anterior principio, si la reacción escrita en la forma 
N2O4<--> 2NO2 

¿Es endotérmica o exotérmica? 

1) Al aumentar la temperatura aumenta el NO2, ¿cómo puede contrarrestar el equilibrio ese aumento de  temperatura? Si la reacción tal como está escrita fuese exotérmica resulta que la evolución observada  todavía aumentaría más la temperatura, si la reacción tal como está escrita es endotérmica absorbería  calor y trataría de bajar la temperatura, en consecuencia la reacción tal como está escrita, de tetraóxido a  dióxido, es endotérmica.

2) Al disminuir la temperatura aumenta el N2O4, si la reacción fuese endotérmica en el sentido de NO2 a  N2O4 favorecería la disminución de temperatura, luego en el sentido NO2 a N2O4 la reacción es  exotérmica.


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     Otra reacción indicada para demostrar el efecto de la  variación de la temperatura , es el equilibrio que se establece entre el catión hexaacuacobalto (II), que se forma cuando una sal de cobalto (II) se disuelve en agua, y el anión tetraclorurocobalto(II).

      En el primero el cobalto tiene una coloración rosada, mientras que en el segundo el cobalto presenta un color azul fuerte característico (azul cobalto)


[Co(H2O)6] + 4Cl   <---> [CoCl4] + 6H2O

     A temperatura ambiente el equilibrio se encuentra desplazado hacia la izquierda y la disolución presenta un color rosado intenso.

     Si añadimos cloruro o calentamos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (el Cl- se consume para formar el complejo y en ese sentido la reacción es endotérmica).
Si tratamos de añadir iones cloruro disolviendo cloruro de sodio, ocurre que la disolución se satura antes de que el cambio de color sea apreciable, pero se puede lograr dicho cambio obteniendo una disolución saturada de sal y calentando. 
     Al calentar (5 min) se disuelve más sal (suministrando iones Cl- ) y se logra el desplazamiento del equilibrio hacia la derecha por el efecto combinado de la adición de iones cloruro y el aumento de la temperatura,  desplazamiento que será visible por el cambio de color.

     Una vez obtenido el color azul se puede desplazar la reacción nuevamente hacia la izquierda añadiendo agua o enfriando, tal y como se ve en el vídeo.




                             






Efecto de la variación de la concentración 



     La variación de la concentración de cualquiera de las especies que intervienen en el equilibrio no afecta en absoluto al valor de la constante de equilibrio; no obstante el valor de las concentraciones de las restantes especies en equilibrio sí se modifica. Así:



  • Un aumento de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio en dirección contraria a la formación de esa sustancia. 
  • Una disminución de la concentración de cualquier sustancia desplaza el equilibrio hacia la formación de esa sustancia. 
Ejemplos


Equilibrio de los Iones Cromato- Dicromato



El ion cromato (de color amarillo) reacciona con protones (provenientes de cualquier ácido) para dar el ion dicromato (de color naranja):
CrO4-2 + 2 H+                      Cr2O7-2  + H2O      
Al comienzo el video  se coloca en el recipiente cierta cantidad de ión cromato la cual es de color amarillo,  cuando se le añade unas gotas de ácido clorhídrico, esta cambia a color naranja, porque esta favorece a la reacción directa, se forman iones dicromato el cual hace que la solución tome un color naranja. Una vez alcanzado el equilibrio, se añade hidróxido de potasio que es una base,  se favorece la reacción indirecta hacia los reactivos, es decir se forman de nuevo iones cromato,  y por ello la solución toma de nuevo  un color amarillo

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Efecto de la Variación de la concentración en compuestos de Cobalto
(Foro nº 2)









Efecto de la presión


       Una variación de presión en un equilibrio químico influye solamente cuando en el mismo intervienen gases y hay variación del número de moles. Si aumenta la presión, el sistema se desplazará hacia donde existan menor número de moles (porque ocupan menos espacio) para así contrarrestar el efecto de disminución de Volumen, y viceversa. El efecto de un cambio de presión depende de los cambios de volumen que tengan lugar durante la reacción. Si aquella se produce sin cambio de volumen, todo cambio de presión que se le aplique no la modifica.


Demostración del efecto de la variación de la presión en el equilibrio NO2 <--> N2O4
(Foro nº 2)



miércoles, 1 de febrero de 2012

Ejercicios
I Parte:
Escriba la constante de equilibrio para las siguientes reacciones
a)    N2(g)  +  3 H2(g) Á 2 NH3(g)

b)       2so2(g) + O2(g)  ßà2so3(g)

II Parte:
Una vez estudiado lo referente al principio de le Chatelier y el efecto de las variaciones en el equilibrio resuelva los siguientes ejercicios propuestos.
1.    Las especies químicas, monóxido de carbono, oxígeno y dióxido de carbono se encuentran en equilibrio gaseoso a una determinada temperatura, según la siguiente reacción:
2NO(g)+ O2(g) ßà 2NO2             DH<0
Justifica en qué sentido se desplazará el equilibrio cuando:
a)    Se eleva la temperatura
b)    Se retira parte del oxígeno

2.    Para la reacción en equilibrio:
4 NH3(g)+ 5 O 2(g) ßà 4 NO (g) + 6 H20 (g)     DH<0
Indica cuál será el efecto sobre la concentración de amoníaco (NH3) en equilibrio en los siguientes casos:
a)    Se retira oxigeno de la mezcla
b)    Se añade vapor de agua
c)    Se aumenta el volumen
d)    Se reduce la temperatura