¡E U R E K A!

•  ¡Qué difícil es encontrar el equilibrio en la vida, con lo fácil que parece en las reacciones químicas! Hasta podemos influir en ellas, para que vayan hacia donde queremos (no dejes de ojear esta introducción de Skoool a las reacciones reversibles)

 

• La conversión de reactivos en productos casi nunca es total; en determinado momento, las cantidades de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo. Es el estado de equilibrio químico, reversible y dinámico: reversible porque se puede alcanzar el mismo estado partiendo de reactivos o de productos, y dinámico porque la reacción no se para en el equilibrio, sino que la velocidad de conversión de reactivos en productos es igual a la de productos en reactivos.

• Para una reacción genérica a A + b B <–> c C + d D, la expresión de la constante de equilibrio (Kc o Kp) en función de las concentraciones o de las presiones parciales es:

(en ambas expresiones, sólo intervienen las sustancias en estado gaseoso; para equilibrios heterogéneos, se consideran constantes tanto la presiones parciales como las concentraciones de líquidos y sólidos, interviniendo sólo gases y especies en disolución -aq-)

• ¿Cómo se relacionaba la energía libre de Gibbs con la constante de equilibrio? ¿Hay que repasar el tema de termoquímica? ¿Recuerdas que ΔG = ΔGº + R T ln Q, para cualquier condición de presión y temperatura? Q es el cociente de la reacción.

 

• Si una reacción se puede expresar como suma de otras, la constante de equilibrio de la reacción global es el producto de las constantes de equilibrio de cada una de las reacciones individuales.

 

•  Cuando la reacción es reversible, sucede que ΔG = 0, y Q equivale a la constante de equilibrio, K. Con unas pocas de matemáticas, a partir de 0 = ΔGº + R T ln K, si despejamos: ln K = - (ΔGº)/ R T, así que…

(con R=8,3 J/K mol)

• Las constantes de equilibrio  se toman, en general, como números adimensionales (desde el punto de vista termodinámico, son el resultado de elevar el número e a un exponente; experimentalmente Kc y Kp podrían tener unidades, ya que las concentraciones se miden en mol/l y las presiones en atmósferas). Podemos relacionar Kp, Kc y Kx aplicando la ecuación de los gases ideales (P V = n R T) y la definición de fracción molar:

Kp = Kc (R T) ^Δn = Kx P^Δn

 (siendo P la presión total, R= 0,082 atm l /K mol y Δn la variación del número de moles ¡gaseosos!)

•  ¿Podemos predecir la evolución de un sistema conociendo Q y Kc?

• Es complicado abandonar el sofá; ¿a quién le gustan las alteraciones? Todo en la vida es física y química (decía el ilustre Don Severo Ochoa); no queremos abandonar el equilibrio, como les sucede a las reacciones químicas: en cuanto se produce una alteración del sistema, éste responde evolucionando hacia un nuevo estado de equilibrio, de composición diferente. Es el famoso principio de Le Chatelier. En la siguiente animación se analizan los efectos de las variaciones de concentración, la presión y la temperatura sobre el equilibrio:

Efecto de la presión (en Skoool)

• También Le Chatelier puede encontrarse en youtube… ¡cosas veredes!

• El mismo vídeo, sobre el principio de Le Chatelier, está perfectamente explicado en la página de FisQuiWeb. En Educaplus.org se muestran los efectos de la presión y la temperatura sobre el equilibrio, y también podemos saciar nuestra ansia de saber con estas animaciones.

• Así muestra también el equilibrio químico en youtube (que allí no sólo cuelgan vídeos los desequilibrados):

•  Tarea 1. Escribe la ecuación correspondiente a los equilbrio anteriores, y la expresión de la constante en función de las concentraciones molares. ¿En qué unidades se medirá esa constante? ¿Qué entiendes por equilibrio dinámico?

• Comprueba en el laboratorio cómo se produce el ”mítico” equilibrio entre el  NO₂ y el N₂O₄ (también disponible en vídeo y animación).

N2O4 (g) (incoloro) « 2 NO2 (g) (marrón rojizo)  DH0 = 57,1 kJ

(explicado, also in english, en este otro vídeo)

• Para otros equilibrios de iones en disolución (que se pide entre las prácticas de PAU para el sistema tiocianato/hierro (III), cuyo resultado visual nos ofrece otro blog ), puedes encontrar estupenda información en esta página:

• Tarea 2. Repasa  el tema de equilibrio químico en el Proyecto Ulloa, haciendo los ejercicios propuestos (excepto los tres últimos apartados).

• Tarea 3. Con la información disponible en este blog y el libro de texto, enuncia el principio de Le Chatelier y resume los efectos los cambios  de presión, temperatura, concentración y volumen sobre una reacción en equilibrio.  Aplícalo después en las situaciones que se indican en la animación sobre la formación de ácido acético:

• Practica algunas actividades con applets sobre: a) la constante de equilibrio; b) el efecto de la temperatura sobre el equilibrio; c) efecto del cambio de volumen; d) efecto del cambio de concentraciones.

• Dichoso el que cree sin haber visto… Pero en ciencia, mucho mejor creer lo que se experimenta. En 100cia nos ilustran sobre cómo comprobar el Principio de Le Chatelier en el laboratorio.

• Tarea 4. Practica, con ejercicios en línea: refuerzo con soluciones; de selectividad (con respuestas); cuestiones teórico-prácticas 1, 2, 3 y 4. Para lápiz y papel, otra colección de ejercicios, también con soluciones, y los problemas resueltos de la PAU asturiana (trabajo del IES de Luarca). Las prácticas de laboratorio de PAU, siempre aquí. Explica los equilibrios propuestos en 100cia.

• Tarea 5. Resuelve problemas de selectividad (en flash, con soluciones). Si te queda tiempo y ganas, pues seguir practicando con las siguientes páginas (incluyen solución o resolución): 1, 2, y 3. También los puedes resolver en esta página interactiva, porque en inglés los números y los cálculos no cambian respecto al español, je, je.

•  Tarea 6. La reacción de formación del amoniaco es muy socorrida para explicar cómo funciona el equilibrio químico. La síntesis industrial del amoniaco por el proceso Haber es un buen ejemplo de la efectividad del Principio de Le Chatelier. Describe cómo sucede, y haz una breve  reseña de los aspectos biográficos más destacados del científico al que se debe el nombre del proceso.

• En Asturias algo supimos de la industria del nitrógeno…

• Tarea 7. El grupo Lentiscal, de Canarias, ofrece una excelente combinación de módulos teóricos y prácticos sobre el equilibrio químico. Repasa lo que necesites con esta buena colección de ejercicios clasificados y los resueltos. Y más, con la página de Carmen Peña.

•  ¿Quién ha conseguido tomarse un Cola-Cao sin que quedase algo posado en el fondo? El concepto de solubilidad (máxima cantidad de soluto que se puede disolver en una determinada cantidad de disolvente a una temperatura concreta) se experimenta a menudo en la vida diaria. La solubilidad se expresa como una medida de la concentración del soluto disuelto:

• Según sea la concentración de soluto presente en la disolución en relación a la solubilidad s, podemos clasificar las disoluciones en tres tipos:

 

• Los compuestos iónicos se clasifican a su vez en:

 

•  En este curso nos interesará el estudio de las disoluciones formadas por un soluto iónico sólido y un disolvente líquido, y más concretamente el equilibrio dinámico que se establece entre el soluto sólido no disuelto y los iones presentes en la disolución. A nivel molecular, esta animación aclara lo que sucede cuando un compuesto iónico se disuelve en agua.

• Sobre los equilibrios de solubilidad y las reacciones de precipitación puedes ojear los enlaces siguientes (o atajar con la información resumida en una hoja). En 100cia química encontrarás el tema desarrollado, al igual que aquí, con algunos ejercicios de ejemplo.

Solubilidad,  curvas de valoración, equilibrio de solubilidad y producto de solubilidad:

 

Práctica de solubilidad (y otra)

Ejercicios de solubilidad (I) (busca ejercicios y test),  II, III, IV, V, VI y VII (con equilibrio y laboratorio, todo junto)

• Puedes predecir hacia dónde evolucionará una reacción de disolución de un compuesto iónico en cualquier momento teniendo en cuenta el cociente de reacción Q o producto iónico:

El mítico experimento de la lluvia de oro

• A veces interesará obtener un precipitado (como cloruro de plata, para separar la plata de una disolución -ojea el vídeo -) y otras será importante disolverlo (como sucede al añadir ácido clorhídrico al carbonato de calcio). Es interesante la formación de iones complejos:

• ¿Qué preguntan en PAU? Las prácticas van de  juntar nitrato de plata y cloruro de sodio, y luego disolver el cloruro de plata resultante con amoniaco, o de observar las reacciones del carbonato de sodio con un cloruro de un metal alcalino-térreo (Ba, Ca), para posteriormente disolver el carbonato de bario (o de calcio) con ácido clorhídrico. Mira, mira:

• Seguiremos con las reacciones de precipitación y los factores de solubilidad… Pero en otro momento, cuando encontremos tiempo. Es que, en ocasiones, se me disuelven las ideas, y me diluyo entre otras tareas.