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00:00:15,980 --> 00:00:22,280
Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES

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00:00:22,280 --> 00:00:27,359
arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases

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00:00:27,359 --> 00:00:38,070
de la unidad 5 dedicada al estudio del equilibrio químico. En la videoclase de hoy estudiaremos la

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00:00:38,070 --> 00:00:52,140
alteración del equilibrio. En esta videoclase vamos a estudiar desde un punto de vista cualitativo la

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00:00:52,140 --> 00:00:57,539
forma en la que un sistema que se aparta del equilibrio lo vuelve a recuperar.

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00:00:59,219 --> 00:01:05,540
El principio fundamental que se utiliza para esto es el principio de Le Chatelier que establece,

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00:01:05,620 --> 00:01:10,439
como podéis leer, que si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en

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00:01:10,439 --> 00:01:15,480
equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha

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00:01:15,480 --> 00:01:20,459
perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio.

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00:01:20,459 --> 00:01:33,480
Esto es, que si nosotros como agentes externos introducimos una cierta modificación en el sistema, ya veremos que podemos cambiar concentraciones, temperatura, presión, utilizar catalizadores o inhibidores, etc.

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00:01:33,920 --> 00:01:43,400
El sistema evolucionará de tal forma que se contrarrestre en cierta medida la perturbación que nosotros como agentes externos hayamos introducido.

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00:01:43,400 --> 00:01:59,340
Un ejemplo podemos verlo aquí en esta imagen, donde estamos estudiando el equilibrio en la reacción de síntesis del amoníaco, como podéis ver, hidrógeno gaseoso más nitrógeno gaseoso para producir amoníaco en estado gaseoso.

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00:01:59,340 --> 00:02:19,340
Y tenemos un primer estado de equilibrio que viene caracterizado por las presiones parciales de amoníaco de casi 0,50 atmósferas, aproximadamente 0,75-0,8 atmósferas para el nitrógeno y un poco menos de 2,5 atmósferas para el hidrógeno.

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00:02:19,340 --> 00:02:34,560
Y en un determinado instante de tiempo se altera el sistema que se encontraba en equilibrio introduciendo una cierta cantidad extra del reactivo hidrógeno aumentando la presión parcial del hidrógeno en una atmósfera.

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00:02:34,819 --> 00:02:39,719
De tal forma que ya no tenemos casi 2,5 sino que tenemos casi 3,5 atmósferas.

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00:02:40,099 --> 00:02:41,539
¿Qué es lo que ocurrirá?

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00:02:41,539 --> 00:03:00,740
Bueno, pues el principio de la satélite establece que, dado que lo que hemos hecho ha sido introducir una mayor cantidad de uno de los reactivos, el sistema evolucionará en el sistema en el que los reactivos cuya cantidad hemos incrementado se consuman y, consecuentemente, se generen productos.

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00:03:01,740 --> 00:03:10,900
Nosotros hemos introducido una cantidad extra de uno de los reactivos, pero todos los reactivos se consumen simultáneamente, ligados por los coeficientes estequiométricos.

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00:03:10,900 --> 00:03:20,800
En este caso, como veis, por cada tres moles de hidrógeno que se consuman, se va a consumir también un mol de nitrógeno y se van a formar dos moles de amoníaco.

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00:03:21,460 --> 00:03:26,900
Así que lo que observamos es que la presión parcial de hidrógeno disminuye, puesto que se consume.

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00:03:26,900 --> 00:03:33,199
también disminuye la presión parcial de nitrógeno, es otro de los activos y también se va a consumir

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00:03:33,199 --> 00:03:39,400
a un ritmo la tercera parte del hidrógeno, puesto que el coeficiente estequiométrico es la tercera parte de aquel

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00:03:39,400 --> 00:03:45,939
y simultáneamente aumenta la presión parcial de nitrógeno, puesto que el nitrógeno se va generando

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00:03:45,939 --> 00:03:54,180
a un ritmo que es el doble de al que se consume el nitrógeno y dos terceras partes de al que se consume el hidrógeno.

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00:03:54,180 --> 00:03:57,500
Aquí lo que estamos haciendo es comparar los coeficientes estequiométricos.

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00:03:59,080 --> 00:04:04,699
Esta reacción en la cual se consumen los reactivos y se generan los productos,

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00:04:05,819 --> 00:04:12,340
vuelve a alcanzar un nuevo estado de equilibrio, distinto del anterior, en el cual las presiones parciales ya no varían.

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00:04:13,620 --> 00:04:16,360
Fijaos en dos detalles que son importantes.

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00:04:17,259 --> 00:04:31,560
No es que de golpe la reacción directa tal y como la tenemos escrita se active, puesto que en el estado de equilibrio del cual partíamos, ninguna de las dos reacciones, ni la directa ni la inversa, estaban detenidas.

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00:04:31,939 --> 00:04:39,600
Os recuerdo que el concepto de equilibrio químico lo que establece es que el ritmo al que se producen ambas reacciones es el mismo.

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00:04:40,180 --> 00:04:43,480
La velocidad de la reacción directa y de la reacción inversa son iguales.

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00:04:43,959 --> 00:04:51,660
Y por eso, desde el punto de vista macroscópico, nosotros lo que observamos es un estado invariable, un estado que llamamos de equilibrio.

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00:04:51,660 --> 00:05:03,860
Bien, cuando introducimos una alteración en el equilibrio y entonces decimos que en este caso la reacción directa transcurre a mayor velocidad, lo que ocurre es precisamente eso.

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00:05:04,680 --> 00:05:11,540
La reacción directa aumenta la velocidad, mientras que la reacción inversa mantendría en este estado inicial la velocidad que tenía.

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00:05:11,540 --> 00:05:17,939
salimos del equilibrio una de las dos reacciones en este caso la directa tiene una velocidad mayor

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00:05:17,939 --> 00:05:23,160
y nos encontramos como cuando estábamos estudiando el equilibrio al principio de la primera de las

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00:05:23,160 --> 00:05:29,120
videoclases tenemos un exceso de reactivos la reacción directa es más rápida que la reacción

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00:05:29,120 --> 00:05:35,339
inversa pero conforme los reactivos se van gastando la velocidad de esta reacción directa va

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00:05:35,339 --> 00:05:41,819
decreciendo. Conforme los productos se van generando, la velocidad de la reacción inversa

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00:05:41,819 --> 00:05:47,800
irá aumentando hasta que llegue un momento en el que ambas reacciones alcancen un nuevo valor común

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00:05:47,800 --> 00:05:52,800
que no tiene por qué coincidir y de hecho no coincidirá con el del equilibrio anterior y

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00:05:52,800 --> 00:06:00,490
habremos alcanzado un nuevo estado de equilibrio. Supongamos que sabemos que se ha producido un

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00:06:00,490 --> 00:06:06,970
cambio en la concentración de una de las especies químicas involucradas en una reacción química a

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00:06:06,970 --> 00:06:14,230
partir de un cierto estado de equilibrio. Ya sea bien porque se ha introducido o se ha retirado

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00:06:14,230 --> 00:06:18,829
cantidad de sustancia, número de moles, o bien como veamos en el ejemplo anterior, hablando del

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00:06:18,829 --> 00:06:23,610
principio de Le Chatelier, porque nos digan que se ha aumentado o bien se ha disminuido la presión

47
00:06:23,610 --> 00:06:30,009
parcial de una de las sustancias que se encontrará en estado gaseoso. Pues bien, por aplicación del

48
00:06:30,009 --> 00:06:35,470
principio de Le Chatelier, si lo que ha ocurrido es que ha aumentado la concentración de o bien

49
00:06:35,470 --> 00:06:41,550
reactivos o bien productos, el equilibrio se va a desplazar, el sistema va a evolucionar en el

50
00:06:41,550 --> 00:06:47,050
sentido en el que disminuya esa concentración que ha aumentado. Si ha aumentado la concentración de

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00:06:47,050 --> 00:06:52,410
uno de los reactivos, pues se consumirán reactivos para formar productos. Diremos que el equilibrio

52
00:06:52,410 --> 00:06:56,490
se desplaza hacia la derecha. Si lo que ha aumentado es la concentración de uno de los

53
00:06:56,490 --> 00:07:02,370
productos, pues entonces el sistema evolucionará consumiendo productos para generar reactivos y

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00:07:02,370 --> 00:07:06,829
diremos que el sistema evoluciona con un equilibrio que se desplaza hacia la izquierda.

55
00:07:07,550 --> 00:07:13,970
Análogamente, si ha disminuido la concentración de uno de los reactivos, el sistema evolucionará,

56
00:07:14,069 --> 00:07:20,230
el equilibrio se desplazará para formar reactivos y, consecuentemente, consumir productos, de tal

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00:07:20,230 --> 00:07:25,470
forma que el equilibrio se habrá desplazado hacia la izquierda, hacia los reactivos. Si ha disminuido

58
00:07:25,470 --> 00:07:31,189
la concentración de uno de los productos, el sistema evolucionará para formar productos

59
00:07:31,189 --> 00:07:36,110
consumiendo reactivos, de tal forma que diremos que el equilibrio se ha desplazado hacia la

60
00:07:36,110 --> 00:07:43,620
derecha hacia la formación de productos. Supongamos que tenemos un sistema en equilibrio

61
00:07:43,620 --> 00:07:49,180
y que producimos una variación en la temperatura del sistema. En este caso lo que necesitamos

62
00:07:49,180 --> 00:07:54,740
conocer es cuál de los dos sentidos, el directo o el inverso, es endotérmico y cuál es exotérmico,

63
00:07:55,360 --> 00:07:59,899
puesto que si se ha aumentado la temperatura del sistema, de acuerdo con el principio de

64
00:07:59,899 --> 00:08:05,139
Le Chatelier, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en el que la temperatura del sistema

65
00:08:05,139 --> 00:08:13,079
tienda a disminuir, esto es, en el sentido en el cual la reacción química sea exotérmica, de tal

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00:08:13,079 --> 00:08:19,300
forma que la energía salga del sistema hacia el entorno. Al revés, si lo que ha ocurrido es que

67
00:08:19,300 --> 00:08:24,879
hemos bajado la temperatura del sistema, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en

68
00:08:24,879 --> 00:08:29,180
el cual, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la temperatura del sistema tienda a

69
00:08:29,180 --> 00:08:35,840
aumentar, esto es, en el sentido endotérmico, de tal forma que se absorba energía del entorno y

70
00:08:35,840 --> 00:08:42,850
pueda entrar dentro del sistema aumentando así la temperatura. Supongamos que tenemos un sistema

71
00:08:42,850 --> 00:08:48,669
químico formado por gases y que sabemos que se ha producido un cambio en la presión total por

72
00:08:48,669 --> 00:08:53,490
una variación de volumen. Sabemos que conforme a la ecuación de estado de los gases ideales,

73
00:08:53,649 --> 00:08:59,649
presión y volumen son inversamente proporcionales, de tal forma que si el volumen ha disminuido,

74
00:08:59,649 --> 00:09:06,289
la presión aumenta, mientras que si el volumen ha aumentado, la presión disminuye. En este caso,

75
00:09:06,490 --> 00:09:12,309
para argumentar conforme al principio de Le Chatelier, lo que tenemos que tener en mente es

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00:09:12,309 --> 00:09:19,289
en cuál de los dos extremos de la razón química, bien en reactivos, bien en productos, la molecularidad

77
00:09:19,289 --> 00:09:26,009
de gases es mayor o menor. Puesto que supongamos que se ha producido una disminución de volumen,

78
00:09:26,009 --> 00:09:30,990
de tal forma que la presión total del sistema aumenta. En este caso, de acuerdo con el principio

79
00:09:30,990 --> 00:09:35,970
de Le Chatelier, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en el cual la molecularidad

80
00:09:35,970 --> 00:09:41,769
de gases sea menor, de tal forma que, habiendo una menor cantidad de gases, la presión,

81
00:09:41,950 --> 00:09:47,690
que lo único que hace es medir los choques contra las paredes del recipiente, sea menor.

82
00:09:49,289 --> 00:09:53,470
Análogamente, si lo que ha ocurrido es que el volumen ha aumentado y, consecuentemente,

83
00:09:53,470 --> 00:10:00,549
la presión del sistema ha disminuido, el sistema, el equilibrio, se va a desplazar en el sentido en

84
00:10:00,549 --> 00:10:06,029
el cual la molecularidad de los gases sea mayor, de tal forma que al haber una mayor cantidad de

85
00:10:06,029 --> 00:10:11,110
sustancia gaseosa, los choques contra las paredes sean mayores y, consecuentemente, se mira una

86
00:10:11,110 --> 00:10:18,059
presión mayor. Por último, podemos encontrarnos con una situación en la cual se nos pregunte,

87
00:10:18,240 --> 00:10:23,940
que discutamos, qué es lo que ocurre con el equilibrio cuando se introduce o se retira un

88
00:10:23,940 --> 00:10:29,000
catalizador o bien un inhibidor. Hemos de tener en cuenta que catalizadores e inhibidores

89
00:10:29,000 --> 00:10:35,139
no afectan por sí mismos los equilibrios, puesto que únicamente afectan a la constante

90
00:10:35,139 --> 00:10:39,659
de equilibrio y, consecuentemente, afectan a la velocidad tanto de la reacción directa

91
00:10:39,659 --> 00:10:45,779
como de la reacción inversa. De tal forma que, si se produjera alguna otra modificación

92
00:10:45,779 --> 00:10:50,500
que alterara el equilibrio, la presencia de un catalizador lo único que haría sería

93
00:10:50,500 --> 00:10:55,679
aumentar la velocidad con la cual se alcanza el nuevo estado de equilibrio, pero el mero hecho

94
00:10:55,679 --> 00:11:00,279
de que haya o no un catalizador no va a producir un cambio de equilibrio ni va a producir que se

95
00:11:00,279 --> 00:11:05,240
alcance un equilibrio diferente, insisto en que únicamente afectará a la velocidad con la cual

96
00:11:05,240 --> 00:11:11,100
el presunto nuevo estado de equilibrio se alcanza. Con esto que hemos visto acerca de la alteración

97
00:11:11,100 --> 00:11:16,360
del equilibrio, que se argumenta en todos los casos utilizando el principio de Le Chatelier,

98
00:11:16,360 --> 00:11:20,559
ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 9 al 11.

99
00:11:23,740 --> 00:11:29,480
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios.

100
00:11:30,159 --> 00:11:33,879
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web.

101
00:11:34,600 --> 00:11:40,100
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual.

102
00:11:40,100 --> 00:11:42,259
Un saludo y hasta pronto.