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Equilibrio 1. Química 2º bach - Contenido educativo

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Subido el 6 de diciembre de 2023 por Segismundo P.

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Buenos días, vamos a continuar con el temario. El otro día os dije que haríamos algún ejercicio más de cinética, química, pero el tema de cinética está muy relacionado con el de equilibrio. 00:00:00
Así que vamos a ver el tema de equilibrio, haremos algunos ejemplos mientras lo vamos viendo y posteriormente practicaremos con los ejercicios de cinética y de equilibrio. 00:00:12
Entran dentro del bloque de reacciones químicas que hemos pasado junto con cinética y con termodinámica. 00:00:21
En la parte inicial era solamente estructura atómica y enlace, con geometrías moleculares y todo lo que hemos visto. 00:00:31
Ya estamos en el bloque de reacciones químicas, que fue el tema de termodinámica, el tema de cinética y química, el de equilibrio. 00:00:40
Y de este bloque, que quizás es el más extenso de segundo dachidacto, buscaría la parte de ácido base y de R2. 00:00:48
Primero, vamos a ver lo que es el equilibrio químico. 00:00:58
Hay muchas reacciones, como el ejemplo que tenemos aquí puesto. 00:01:02
Directamente, cuando ocurren este tipo de reacciones, y viene indicado con una flecha unidireccional, una flecha que va solo hacia la derecha, 00:01:14
la reacción está ocurriendo hasta que se gastan totalmente los reactivos y se forman los productos, en la proporción estequiométrica que sea en cada caso. 00:01:23
Son reacciones que reaccionan totalmente. 00:01:35
Pero hay otro tipo muy importante, que van a ser las que vamos a estudiar en este tema, que no llegan a reaccionar totalmente, sino que llegan hasta un punto de equilibrio. 00:01:40
Un equilibrio, que es lo que tenemos aquí, es un equilibrio que llamamos dinámico. 00:01:49
Equilibrio dinámico en el sentido de que la reacción está ocurriendo de izquierda a derecha. 00:01:55
Si uno ocurre de izquierda a derecha, la velocidad a la que está ocurriendo esa reacción estará menor, porque, como vimos en el tema cinética, la velocidad depende de las concentraciones de los reactivos. 00:02:02
Y los productos que se están formando cada vez tienen una concentración mayor. 00:02:15
Un ejemplo que tenemos aquí, el tetraóxido de nitrógeno, para formar las moléculas de dióxido de nitrógeno, veis ya que hemos puesto una doble flecha, 00:02:20
esta reacción ocurre en ambos sentidos, entonces cuando la concentración del tetraóxido es muy grande, la velocidad hacia la derecha es muy grande. 00:02:29
Y, sin embargo, la velocidad inversa es muy pequeñita, porque la concentración de dióxido es muy pequeñita. 00:02:36
Según la reacción va ocurriendo, la concentración del producto del dióxido va incrementándose. 00:02:44
Si viéramos la velocidad de la reacción inversa, sería una constante multiplicada por la concentración del NO2 elevado a un exponente en función del orden de reacción. 00:02:52
Entonces, según aumenta la concentración de los productos, la velocidad inversa aumenta, mientras que la directa está disminuyendo. 00:03:05
Y llega un punto en el cual las dos velocidades, la directa y la inversa, se igualan. 00:03:14
Entonces, la sensación que da desde un punto de vista macroscópico es que la reacción se ha parado. 00:03:19
Pero la reacción no se ha parado, está ocurriendo en sentido directo y en sentido inverso, pero al mismo ritmo. 00:03:27
Entonces, la concentración de ambas especies queda constante. 00:03:32
Y lo único que las moléculas están cambiando, porque hay moléculas de NO2 que están pasando a ser N2O4, 00:03:36
y en la inversa, moléculas de N2O4 que se están descomponiendo en dos moléculas de NO2. 00:03:43
Pero como no hacen al mismo ritmo, las concentraciones no varían. 00:03:49
Entonces, eso es lo que denominamos un equilibrio químico. 00:03:52
Siempre lo vamos a escribir con una doble flecha, una flecha única que tenemos cuando la reacción transcurre hasta que todos los reactivos se apoten. 00:03:56
Por ejemplo, aquí tenemos una tablita en la que podéis ver cómo, en función del tiempo, empezamos a mirar concentraciones de la reacción anterior, de la que teníamos aquí. 00:04:09
Esta reacción, pues tenemos el tetraóxido, que evidentemente, como es un reactivo, según va aumentando el tiempo, aquí tenemos al inicio, a los 20 segundos, 40, 60, 80 segundos, 00:04:20
pues va disminuyendo, pasa de 0,1 moles al diopolitro, 0,0,7, 0,0,5, 0,0,4, aquí veis que ya se queda constante a partir del minuto, a partir de los 60 segundos. 00:04:33
Mientras que el producto inicialmente no existe, y según va reaccionando, pues se va formando un producto, fijaros que se forma al doble de ritmo que éste se descompone. 00:04:44
¿Por qué? Pues porque la escritometría es que por cada mol de tetraóxido que se descompone, se forman dos moles de dióxido. 00:04:56
Entonces, fijaros un poco en lo que hemos dicho, la concentración de tetraóxido disminuye en la tabla, el dióxido aumenta y llega un momento en el cual, 00:05:04
tanto uno como otro, sus concentraciones entre los segundos 60 y 80 ya están constantes, es decir, en este momento ha alcanzado el equilibrio. 00:05:14
Y esto que tenemos aquí serían lo que llamamos las concentraciones de equilibrio de esa reacción. 00:05:22
Vamos a ver ahora cómo relacionamos las concentraciones con lo que vamos a llamar la constante de equilibrio. 00:05:27
Entonces, pues para una reacción de este tipo a coeficientes espequiométricos o como en minúscula, las especies en mayúscula, 00:05:35
definimos la constante de equilibrio como la concentración de los productos elevado a sus coeficientes espequiométricos. 00:05:45
En este caso sí es a los coeficientes espequiométricos, no es como en cinética. En cinética elevamos alfa, beta, gamma y tenemos que calcularlos. 00:05:54
En este caso son los coeficientes espequiométricos y divido entre las concentraciones molares de los reactivos elevados a sus exponentes. 00:06:03
Entonces aquí ya teníamos una constante de equilibrio en la que lo que tenemos son las concentraciones en las que la reacción alcanza el equilibrio. 00:06:16
Esta constante varía con la temperatura, entonces siempre es lo que hemos aquí puesto, la constante de equilibrio varía con la temperatura. 00:06:25
Entonces es un dato que siempre nos lo van a dar junto con la temperatura a la que ocurre. 00:06:32
Y también su valor va a depender de la forma en que ajustemos la reacción, porque está elevado a los coeficientes espequiométricos. 00:06:38
Por ejemplo las reacciones que tenemos aquí, fijaros que si yo tengo la reacción del amoníaco ajustada de esta manera, 00:06:50
pues tendremos unos exponentes de esta otra, otros exponentes de esta otra. 00:06:57
Vamos a verlo en el cuadernito mejor, para explicarlo con un punto más de detalle. 00:07:01
Estábamos diciendo que tenemos la reacción de formación del amoníaco. 00:07:09
Como estamos viendo, equilibrio... 00:07:13
Esto no me gusta muy clavito para escribir esto. 00:07:15
Tenemos la reacción, bueno, vamos a poner aquí equilibrio. 00:07:24
Y empezamos por hablar de K sub c, que es la constante de equilibrio. 00:07:33
Decimos que K sub c depende de cómo ajustemos la reacción, vamos a verlo en un caso práctico. 00:07:40
Tenemos la síntesis del amoníaco, que es una reacción bidireccional. 00:07:44
Bueno, aquí ya si ajustamos de la forma típica, que es con un 2 aquí... 00:07:56
Y aquí con un 3, pues ya tendría ajustada esta reacción. 00:08:08
Entonces, la constante de equilibrio, tal y como habíamos dicho, es la concentración... 00:08:13
Bueno, vamos a poner aquí, porque aquí este tema va a ser muy importante, 00:08:19
tener en cuenta los estados, ya veremos más adelante por qué. 00:08:22
La concentración de equilibrio es la del producto, es decir, en este caso es la del amoníaco, 00:08:28
elevado a su coeficiente estequiométrico. 00:08:35
¿Vale? Y esto dividido entre las concentraciones de los reactivos, 00:08:38
en el caso del hidrógeno como coeficiente sub 1 no ponemos nada, 00:08:45
multiplicado por la concentración del hidrógeno elevado al cubo. 00:08:49
Vale, en este caso hemos obtenido esta constante de equilibrio. 00:08:58
Si yo lo ajusto de otra manera, por ejemplo, imaginad que pongo un medio, 00:09:01
nitrógeno, gas, más tres medios, hidrógeno, gas... 00:09:10
Y me quedaría el amoníaco con el coeficiente estequiométrico 1. 00:09:21
Vamos a llamar a esta constante de equilibrio 1 para diferenciarla de la otra, 00:09:28
que es la constante de equilibrio 2. 00:09:31
Lo voy a llamar así, simplemente por diferenciarlas y poder ver qué relación tenemos entre ellas. 00:09:33
Y aquí entonces tenemos el producto, que es el amoníaco, 00:09:38
pero elevado a 1, 00:09:43
porque es el coeficiente estequiométrico. 00:09:45
Ahora, dividido entre N2 elevado a un medio y el hidrógeno elevado a tres medios. 00:09:47
¿Vale? Pues aquí fijaros que entre una y otra, 00:10:02
la relación entre la primera constante, ajustada de esta manera, 00:10:05
y la segunda constante ajustada de esta manera, 00:10:08
es que esta segunda constante es la raíz cuadrada de la primera, 00:10:10
es decir, K sub c2 es igual a, vamos a ponerlo así para verlo mejor, 00:10:13
K sub c1 elevado a un medio. 00:10:19
Es decir, si yo la reacción la multiplico por un factor, 00:10:22
lo que hago con las constantes es que lo elevo a ese factor. 00:10:26
Vamos a hacerlo ahora para que mejor sea más fácil ver, multiplicándolo por 2. 00:10:29
Si yo hago 2, la raíz cuadrada de la primera, 00:10:32
vamos a hacerlo ahora para que mejor sea más fácil ver, multiplicándolo por 2. 00:10:36
Si yo hago 2, N2, gas, 00:10:39
aquí como multiplico por 2, pues sería 6, 00:10:45
H2 gas 00:10:49
y 4 de amoníaco. 00:10:54
¿Vale? Pues esta constante equilibrio, que la vamos a llamar K sub c3, 00:11:00
pues sería la del amoníaco elevado a 4 00:11:05
entre la del nitrógeno al cuadrado 00:11:13
y la del hidrógeno a la sexta. 00:11:21
Fijaros que esta constante ahora mismo es el cuadrado de la primera. 00:11:27
Multiplicado por 2, pues por lo que multiplico se eleva. 00:11:31
Entonces, K sub c1 es K sub c3, 00:11:34
pero K sub c3 es la primera elevada al cuadrado. 00:11:41
Y casi mejor, antes de pasar a otra cosa, 00:11:47
es decir, si yo tengo una reacción de este tipo, 00:11:51
con una constante de equilibrio K sub c, 00:12:01
si yo esta reacción la multiplico por 2, todos sus coeficientes, 00:12:07
A, A más B, B, 00:12:12
C, C, 00:12:18
más B, B, 00:12:20
lo que voy a tener es que la constante que tiene esta segunda reacción, K sub c2, 00:12:22
pues es 2 veces K sub c1, 00:12:29
no, perdón, K sub c1 al cuadrado. 00:12:32
Vale, siempre el factor por el que multiplico es la potencia a la que lo elevamos, K sub c1. 00:12:36
Y luego, un último caso, que sería si yo invierto la reacción, 00:12:43
por ejemplo, yo esta reacción inicial que tenemos aquí, ahora la voy a invertir, 00:12:48
le voy a escribir, al contrario, yo tengo 2 de amoníaco, 00:12:52
vamos a ver, más que como si fuera la síntesis del amoníaco, 00:12:58
como si fuera la descomposición, pero me da igual, porque como es bidireccional, 00:13:01
y está ocurriendo en los sentidos, da un poco igual. 00:13:05
Lo típico es escribirla como lo hemos escrito en la parte de arriba. 00:13:07
Entonces tenemos N2, 00:13:12
esto es de hidrógeno, todo gas. 00:13:16
Vale, pues la constante de esta reacción, que es la inversa de arriba, vamos a llamarla K sub c4, 00:13:23
pues serán los productos, que en este caso son el nitrógeno, 00:13:31
por el hidrógeno al cubo, 00:13:37
entre el amoníaco al cuadrado. 00:13:44
Y si miráis la relación entre esta y esta, 00:13:48
básicamente la K sub c4 es la inversa de K sub c1 aquí. 00:13:53
K sub c4 es igual a K sub c1 elevado a menos 1, esto es la inversa. 00:13:57
¿Lo veis? Entonces, siempre que multiplicamos una ecuación química por un número, 00:14:04
pues cambiamos el equilibrio químico elevando el equilibrio al número por el que hemos multiplicado la reacción. 00:14:11
Y si lo que hacemos es invertir la reacción, pues lo que obtenemos es la constante que es la inversa de la primera parte. 00:14:19
Bueno, seguimos con la parte de teoría. 00:14:31
Más cosas que pueden ocurrir, esto de hecho lo utilizaremos para algún ejercicio. 00:14:33
Otra cosa importante, si en la reacción intervienen sólidos o líquidos puros, 00:14:37
la concentración es constante, no varía, y entonces se puede sacar de la constante de equilibrio, 00:14:43
porque al ser una constante no tiene sentido que aparezca ahí. 00:14:51
Entonces, por ejemplo, la descomposición del carbonato, una descomposición térmica del carbonato de calcio, 00:14:53
va a formar óxido de cal y dióxido de carbono. 00:14:58
Esta reacción, así estaría ajustada, todo con coeficientes 1, 00:15:00
pues tendríamos que el constante de equilibrio sea el óxido de calcio, concentración de óxido de calcio, 00:15:05
multiplicado por concentración de dióxido de carbono, que está en estado gaseoso, 00:15:11
dividido entre la concentración del carbonato de calcio. 00:15:17
Si os fijáis, tanto el dióxido de carbono como la concentración de dióxido de carbono 00:15:21
están en estado solido. 00:15:26
Si os fijáis, tanto el carbonato como el óxido de calcio están en estado sólido. 00:15:28
Aunque están en estado sólido, su concentración no varía. 00:15:34
Concentración, pues tiene sentido hablar de concentración si tenemos una sustancia en disolución acuosa 00:15:37
o una sustancia en estado gaseoso. 00:15:44
Entonces, toda la parte, digamos, sólida la podemos sacar de la ecuación del equilibrio. 00:15:46
Y nos quedaría la posibilidad de expresar el equilibrio solamente con K sub c igual a la concentración del CO2. 00:15:52
Esto siempre tenemos que fijarnos, porque cuando hacemos la constante de equilibrio, si es algo de este tipo, 00:16:00
le igualamos a la concentración del dióxido de carbono. 00:16:05
Bueno, esto es lo otro que hemos hecho. 00:16:09
Si se invierte una reacción, pues es la inversa. 00:16:11
Se multiplica por un número n. 00:16:14
La constante de equilibrio nueva es la antigua elevada a la enésima potencia. 00:16:16
Y si se suman dos ecuaciones, para dar una tercera, por ejemplo algo que hacemos típicamente en una ley de Hess, 00:16:21
si tenemos un ejercicio que nos combina la ley de Hess y el equilibrio químico, 00:16:29
pues habría que tener en cuenta que las concentraciones se multiplican. 00:16:32
Si yo a una reacción le sumo otra, pues las concentraciones se multiplican. 00:16:37
Y haremos ejercicios en los que trabajemos con esto. 00:16:43
Una puntualización importante. 00:16:48
A ver, con las constantes de equilibrio, en la comunidad científica hay un poco de discrepancia entre si son dimensionales o adimensionales. 00:16:50
¿Qué significa que sean dimensionales o adimensionales? 00:16:59
Pues que tengan unidades o que no tengan unidades. 00:17:02
De verdad, todo esto viene porque aquí la concentración de equilibrio es una aproximación macroscópica. 00:17:05
Pero si vamos desde un punto de vista termodinámico, van a surgir las concentraciones de equilibrio sin dimensiones, sin unidades. 00:17:13
Aquí en este caso, por ejemplo, esta aquí es moles por litro al cuadrado entre moles por litro y moles por litro. 00:17:23
No tiene unidades, pero por ejemplo este otro caso, según hemos visto hasta ahora, sí tendría. 00:17:29
Bueno, pues tened en cuenta, en estos apuntes aparecen con dimensiones, 00:17:34
pero en EBAU, en la Universidad de Madrid, las constantes de equilibrio se consideran sin unidades. 00:17:37
Cuidado con esto, ¿vale? 00:17:43
Si quisiéramos tener una constante de equilibrio, terminaríamos poniendo solamente un número, sin más unidades ni ninguna información. 00:17:45
¿Vale? 00:17:56
Lo que hemos visto ahora es la constante de equilibrio, porque en la constante de equilibrio, digamos, están las distintas sustancias, 00:18:03
pero las concentraciones que aparecen aquí son las concentraciones de equilibrio. 00:18:13
Pero yo puedo tener un estado diferente al de equilibrio en una reacción, cuando está evolucionando, 00:18:17
en la que pueda poner una ecuación similar a la de la constante de equilibrio. 00:18:21
Veis que para esta ecuación, si las concentraciones que tengo aquí fueran las concentraciones de equilibrio, esto sería caso C. 00:18:26
Pero lo ponemos con un subíndice cero como diciendo que son las concentraciones iniciales, 00:18:33
o de un momento concreto en el que yo he parado la reacción y quiero saber a partir de ahí 00:18:37
si va a evolucionar hacia la derecha o hacia la izquierda para alcanzar el equilibrio. 00:18:42
¿Vale? Pues ¿cómo podemos ver esto? 00:18:47
Pues primero, este cálculo que hacemos aquí, lo que vamos a hacer es compararlo con la constante de equilibrio. 00:18:48
A esto le llamamos el cociente de la reacción. 00:19:01
Entonces comparamos el cociente de la reacción con la constante de equilibrio. 00:19:03
Si el cociente de la reacción nos da que es igual que la constante de equilibrio, pues estamos en equilibrio. 00:19:07
Ya no va a evolucionar hacia ningún sitio, sino que se va a quedar en el punto en el que está. 00:19:14
Si el cociente de reacción es menor que la constante de equilibrio, pues ¿qué ocurre? 00:19:20
Para que evolucione, si es menor, esto tiene que crecer. 00:19:26
La constante de equilibrio tiene que crecer. 00:19:29
¿Y cómo crece? Aumentando el numerador y disminuyendo el denominador. 00:19:31
¿Eso qué significa? Que se consumen los reactivos para producir productos. 00:19:36
Hasta que lleguemos a concentraciones de equilibrio. 00:19:41
Es decir, la reacción cuando el cociente de la reacción sea menor que la constante de equilibrio, va a evolucionar hacia la derecha. 00:19:44
Inversamente, si el cociente de la reacción es mayor que la constante de equilibrio, 00:19:51
pues lo que va a ocurrir es que queremos que disminuya el numerador y que aumente el denominador. 00:19:58
¿Esto cómo ocurre? Pues gastándose productos y produciéndose reactivos. 00:20:02
Es decir, en este caso, la reacción va a evolucionar hacia la izquierda. 00:20:06
Vamos a ver un ejemplo para que no nos terminemos haciendo tanto libro. 00:20:14
La relación hidrógeno-hidrógeno para dar yoduro de hidrógeno tiene una constante de 50,2. 00:20:22
Vamos a escribirla en nuestro cuadernito. 00:20:29
Hidrógeno, gas, más yodo para dar yoduro de hidrógeno. 00:20:31
Yodo está en estado de gas como puede sublimar. 00:20:44
Está viendo que está a 445 grados. 00:20:50
Si es estado de gas, es diatómico. 00:20:52
Tenedlo en cuenta siempre. 00:20:55
Está dentro de los gases que no son gases nobles. 00:20:57
Aquí a esa temperatura ya ha sublimado. 00:20:58
Y el yoduro hidrógeno también es gas a esa temperatura. 00:21:01
Y esto para estar equilibrado te lo pone un 2. 00:21:04
Me dice que son 50,2 a 455 grados Celsius. 00:21:10
Se produce 50,2 a 450 grados Celsius. 00:21:16
Volumen 3,5 litros. 00:21:29
En un recipiente con un volumen. 00:21:32
Y previamente se ha revisado el vacío, o sea que solamente va a tener los gases que introduzcamos aquí. 00:21:48
Y tenemos 0,30 gramos de hidrógeno. 00:21:53
Vamos a ponerlo aquí. 00:21:56
0,30 gramos de hidrógeno. 00:21:58
38,07 gramos de yodo. 00:22:02
38,07 gramos de yodo. 00:22:05
Y de yoduro, 19,18 gramos de yoduro. 00:22:10
19,18 gramos de yoduro. 00:22:16
Además me dan como datos la masa atómica de hidrógeno, que es una U, y la del yodo, que es 126,9 U. 00:22:22
Vamos a apuntar la del yodo por la del hidrógeno. 00:22:31
Ya lo sabemos. 00:22:34
126,9 U. 00:22:36
Y me piden que calcule las concentraciones en el equilibrio. 00:22:42
Me han dado la cosa antes del equilibrio. 00:22:44
Pues vamos a ello. 00:22:47
A ver, lo primero que vamos a calcular es el número de moles que tenemos aquí. 00:22:49
De cada uno de estas partes. 00:22:54
Entonces, de hidrógeno, el número de moles de hidrógeno va a ser 0,30 gramos entre 1 gramo partido por mole. 00:22:59
Y esto me da 0,3 moles de hidrógeno. 00:23:11
Para el yodo... 00:23:18
No, perdona, que es entre 2, porque es entre 2. 00:23:25
Porque es entre 2. 00:23:28
Estoy todavía un poco... 00:23:32
Un poco así, de aquella manera. 00:23:37
Vale, del yodo... 00:23:41
Pues tenemos 38,07. 00:23:44
Y la masa molar del yodo son 126,9 por 2. 00:23:50
126,9 por 2. Vamos a hacerlo aquí, antes de la masa molar del yodo. 00:23:57
Es 2 por 126,9. 00:24:05
Y esto si sacamos la calculadora. 00:24:10
2 por 126,9. 00:24:14
Esto nos da 253,8 gramos por mole. 00:24:19
253,8. Esto lo agarramos y esto lo agarramos por mole. 00:24:28
Vale, pues para no meter otra vez el número lo divido entre 38,07 y luego lo hago la inversión. 00:24:36
La inversión se elevará a menos 1. 00:24:48
Y nos quedaría también 0,15. 00:24:51
0,15 moles. 00:24:54
Y por último, el número de moles del yodo duro de hidrógeno. 00:24:57
Que son 126,9 más 1 mole de hidrógeno. 00:25:02
Pues 127,9 y tengo 19,18. 00:25:06
19,18 gramos entre 127,9. 00:25:11
Gramos por mole. 00:25:19
Y esto me da 0,15 moles también. 00:25:24
Vale, pues ya tendríamos aquí los moles de cada una de las sustancias. 00:25:30
Para sacar la concentración de su molaridad son moles partido por litros, que están todos en un recipiente de 3,5 litros. 00:25:35
Por tanto, la concentración de hidrógeno va a ser 0,15 entre 3,5. 00:25:42
Pero va a ser la de todos igual. 00:25:51
O sea, va a ser igual que la concentración de yodo, porque todos nos han salido que tenemos 0,15 moles. 00:25:53
Igual que la concentración de yodo duro de hidrógeno. 00:25:59
Sería esto de aquí. 00:26:03
Está con la baja en indicado porque me va a interesar hacer el cálculo con la concentración en equilibrio. 00:26:04
Lo ponemos para ponerlo en la tabla. 00:26:11
No, vamos a hacer la tabla con moles, que va a ser más fácil. 00:26:15
Vale, entonces tenemos... 00:26:18
Ahora quiero poner número de moles en el inicio, pongo 0. 00:26:20
Lo que ha reaccionado, cuánto ha reaccionado. 00:26:24
Y número de moles en el equilibrio. 00:26:30
Y luego ya dividimos entre 3,5 para equilibrar. 00:26:33
Y ahora esto lo tenemos de H2, de I2 y de yodo duro de hidrógeno. 00:26:36
Vale, pues de H2, números en todos al inicio y tenemos 0,15. 00:26:42
Este tipo de tablas las vamos a hacer siempre en los ejercicios de equilibrio. 00:26:49
Es importante que lo entendáis bien. 00:26:54
En lugar de poner las masas, pongo los moles que tenemos al inicio de la reacción. 00:26:56
¿Cuánto va a reaccionar? Pues miramos la proporción estequiométrica. 00:26:59
De aquí reacciona un mol, de aquí un mol, y se forman dos moles de este. 00:27:03
Entonces, como no sabemos qué cantidades, ponemos X. 00:27:07
Aquí reacciona X también, pero este como la proporción estequiométrica es doble, 00:27:11
pues será 2X lo que recibe, digamos, lo que se forma. 00:27:15
Entonces al final del equilibrio, ¿cuánto tendremos? Pues 0,15 menos X. 00:27:21
De yodo, 0,15 menos X. 00:27:27
Y de este de aquí, como se ha formado y este ha ganado producto, será 0,15 más 2X, que no será menos X. 00:27:32
Y ahora todos estos valores los pasamos a la constante de equilibrio que nos lo han dado aquí. 00:27:40
Entonces escribimos la constante de equilibrio. 00:27:45
Escribimos la constante de equilibrio. 00:27:46
Perdonad, entonces, porque la K sub C de la que nos dan el dato arriba, 00:27:49
en realidad es la concentración del producto HI al cuadrado entre la concentración de hidrógeno y la concentración de yodo. 00:27:53
Bueno, pues vamos a escribir las concentraciones primero, que va a ser la del hidrógeno. 00:28:09
Va a ser igual que la del yodo. 00:28:16
Y va a ser la del equilibrio. 00:28:22
Aquí acaso para distinguir aquí ponemos esta sub cero porque eran las iniciales. 00:28:26
Y en el equilibrio, tanto una como otra, si lo veis aquí, la parte de abajo es 0,15 menos X. 00:28:30
Y la del yoduro de hidrógeno, sin embargo, es 0,15 más 2X. 00:28:38
0,15 más 2X. 00:29:02
Y ahora ya lo ponemos todo en la ecuación del equilibrio que sabemos que eso vale 50,2. 00:29:04
Entonces ponemos 50,2 es igual a la del yoduro que es 0,15 más 2X al cuadrado. 00:29:11
Y esta otra de aquí es 0,15 menos X. 00:29:25
Pues 0,15 menos X es 0,15 menos X al cuadrado. 00:29:30
Ahora tengo un cuadrado arriba y abajo. 00:29:37
Sabéis que esto es como si tuviera toda la fracción elevada al cuadrado. 00:29:39
Lo que puedo hacer simplemente es sacar. 00:29:42
Bueno, lo vamos a hacer en un paso aquí mejor. 00:29:45
Directamente puedo eliminar los cuadrados. 00:29:47
Vamos a ponerlo en este grupo. 00:29:50
Elimino los cuadrados y para ello aquí tendría que poner una raíz. 00:29:52
La raíz de 50,2. 00:29:57
Vamos a ver cuál es la raíz de 50,2. 00:29:59
7,08. 00:30:13
Lo voy a guardar en una memoria para no perder precisión. 00:30:15
Entonces le doy shift y esto de storage, de guardar, en la memoria A. 00:30:17
Ya veis que ya las dos he guardado en la memoria A. 00:30:24
Y ahora lo que hacemos es el resultado de 7,09 redondeando. 00:30:27
7,09 lo multiplico por 0,15 menos X. 00:30:32
Esto va a ser igual a 0,15 más 2X. 00:30:47
Vamos a ir operando cosas. 00:30:52
7,09 que lo teníamos en la memoria A. 00:30:56
Bueno, pues realmente no. 00:31:00
Por 0,15. 00:31:03
Esto nos da 1,06. 00:31:09
Vamos a meter esto también en la memoria B, por ejemplo. 00:31:14
Menos 7,09 que era la memoria A, recordáis. 00:31:24
Por X. 00:31:29
Y esto es igual a 0,15 más 2X. 00:31:31
Si paso todas las X a la derecha y todo esto a la izquierda, me queda 1,06. 00:31:37
Que era la memoria A. 00:31:44
No, la memoria B, perdón. 00:31:47
Menos 0,15 que pasa a este lado. 00:31:53
Menos 0,15. 00:31:55
Y esto es 0,91. 00:32:00
0,91. 00:32:03
Y en el otro lado tengo 7,09 más 2. 00:32:08
Pues 9,09X. 00:32:12
Vamos a poner la memoria A. 00:32:17
0,91 le ponemos memoria C. 00:32:22
A ver, esto es un poco por no perder precisión, si os liáis. 00:32:25
Tampoco hay falta que... 00:32:30
Bueno, es igual. 00:32:33
Ahí lo tengo, 0,91. 00:32:35
Memoria Y, C. 00:32:37
Ahora sí. 00:32:41
Y 9,09 que era la memoria A. 00:32:42
Más 2. 00:32:47
Que es 9,085. 00:32:51
Lo metemos en la memoria D. 00:32:54
Y es el último que metemos en la memoria. 00:32:56
Eso si lo estáis haciendo en un escáner, lo podéis hacer en lápiz y luego lo borráis. 00:33:00
Poniendo el nombre clarizado. 00:33:05
Si no queréis perder precisión, tampoco hace falta que se complique demasiado. 00:33:06
Vale, entonces teníamos 0,91 que era... 00:33:10
Si no recuerdo mal era la memoria C, ¿verdad? 00:33:14
Memoria C, comprobamos que no lo he apuntado. 00:33:17
Sí, 0,91. 00:33:20
Entre la memoria D, que es... 00:33:22
Alfa D, ¿vale? 00:33:27
Me quedaría 0,8. 00:33:29
Alfa D, ¿vale? 00:33:32
Me quedaría 0,1, 0,10. 00:33:34
Vale, entonces X es igual a 0,10 moles. 00:33:37
¿Vale? 00:33:45
Bueno, las concentraciones. 00:33:48
Lo que decía que de aquí no las he metido. 00:33:50
Habría que dividir entre 3,5. 00:33:53
Entre 3,5 y luego como está cuadrado en cuadrado se nos va, por eso aquí no las he metido. 00:33:55
Pero si no está cuadrado arriba y cuadrado abajo, habría que meter los volúmenes directamente. 00:34:00
Bueno, pues si tenemos que X es cero guayes, pues ahora ya podemos calcular directamente las concentraciones. 00:34:07
El último que me piden es la concentración del hidrógeno. 00:34:12
Es igual que la concentración del yodo. 00:34:16
¿Vale? Y esto es 0,15. 00:34:21
Menos X. 00:34:27
Entre 3,5. 00:34:30
¿Vale? Y como X ya lo tenemos calculado que es 0,10. 00:34:36
Pues borramos y hacemos menos 0,10 directamente. 00:34:40
Menos 0,10. 00:34:44
Y esto es 0,15 menos 0,10 es 0,05. 00:34:46
Entre 3,5. 00:34:52
¿Vale? 00:34:55
0,05 entre 3,5. 00:35:00
Y esto me da 0,014. 00:35:06
Estos son 0,014. 00:35:11
Aunque la constante no tiene unidades, las concentraciones sí. 00:35:17
Son 0,014 moles partido por litro. 00:35:22
¿Vale? 00:35:25
Y aquí tenemos ya una de las partes que nos preguntan. 00:35:27
Y la otra que nos preguntan es la concentración del yoduro. 00:35:31
La concentración del yoduro. 00:35:35
Pues será 0,15 más 2X. 00:35:37
Entre 3,5. 00:35:45
Y 2X es 2 por 0,1 que es 0,2. 00:35:49
2 por 0,1 es 0,2. 00:35:55
0,2 más 0,15 son 0,35. 00:35:59
Entre 3,5. 00:36:03
Aquí no haría falta ni... 00:36:10
Porque esto nos daría 0,1, ¿no? 00:36:13
Vamos, según os guiáis, hacéis 0,35 entre 3,5. 00:36:15
0,35 entre 3,5. 00:36:21
Y esto me da un décimo que es 0,1. 00:36:26
0,1 moles partido por litro. 00:36:29
¿Vale? Pues aquí sería un primer ejemplo de cómo aplicamos la constante de equilibrio para una reacción química. 00:36:35
¿Vale? Lo que tenemos aquí. Vamos a ver si nos sale lo mismo que daba aquí en el ejemplo, que no me haya volumpeado. 00:36:43
Vale. 0,014 y 0,1. 00:36:52
Ah, sí. Lo mismo que nos sale. 00:36:55
Bueno, pues con esto lo dejaríamos por hoy, que ya lo habéis tenido para un rato. 00:36:58
Mañana seguiremos con el tema de equilibrio químico, ¿de acuerdo? 00:37:02
Venga, pues que tengáis buen día. 00:37:05
Idioma/s:
es
Autor/es:
Segismundo Peláez Lirola
Subido por:
Segismundo P.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
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Fecha:
6 de diciembre de 2023 - 11:56
Visibilidad:
Público
Centro:
IES GUSTAVO ADOLFO BÉCQUER
Duración:
37′ 08″
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1.78:1
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