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Equilibrio 2 2º bach - Contenido educativo

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Subido el 6 de diciembre de 2023 por Segismundo P.

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Bueno, vamos a seguir con la parte del equilibrio químico. El otro día resolvimos este ejercicio. 00:00:00
Si vamos a los apuntes, es el ejemplo 1 el que hicimos. En los apuntes tenéis también un ejemplo 2 y un ejemplo 3. 00:00:10
Os recomiendo que le echéis un vistazo por vuestra cuenta porque son similares a lo que hemos hecho. 00:00:23
Y vamos a pasar a la siguiente parte que es en la que vemos también el equilibrio. 00:00:30
Pero en este caso no nos fijamos solamente en las concentraciones sino que se supone que es una reacción química que ocurre en el estado gaseoso. 00:00:37
Y entonces vamos a estudiar en función de las presiones de cada uno de los gases. 00:00:45
Lo primero que tenemos que recordar para esta parte es la ley de los gases ideales. 00:00:52
La tenemos aquí. La presión por el volumen, teniendo la presión en atmósferas, volumen en litros, es igual al número total de moles de la mezcla de todos los gases que tengamos. 00:00:59
Y en un recipiente tenemos varios gases multiplicados por una constante, que es la constante de los gases, 0,082, por la temperatura. 00:01:09
Fijaros que esta misma ecuación, si el volumen lo pasamos aquí dividiendo, nos quedaría el número de moles dividido entre el volumen. 00:01:18
Y esto es lo que llamamos la concentración en moles partido por litro. 00:01:25
Entonces también podemos expresar la presión como la concentración multiplicada por R y por T. 00:01:29
Si tenemos una mezcla de varios gases, podemos ver en lugar de la presión total la presión parcial. 00:01:37
La presión parcial de cada uno de los gases será el número de moles de ese gas. 00:01:50
Si tenemos un gas A, tendríamos la presión del gas A como la concentración del gas A multiplicada por R y por la temperatura en Kelvin. 00:01:54
Si tenemos, por ejemplo, tres gases, la presión total será la suma de la presión de cada uno de los gases. 00:02:02
Esto es lo que ya hemos visto anteriormente como la ley de Dalton. 00:02:07
La presión parcial de cada gas es la fracción molar del gas multiplicado por la presión total, 00:02:12
donde la fracción molar es el número de moles del gas A dividido entre el número total de moles. 00:02:22
Siempre la suma de las fracciones molares de todos los gases que tengamos en un recipiente nos va a dar 1, 00:02:27
porque la fracción molar no deja de ser un tanto por uno. 00:02:33
Si subamos todos los gases que tuviéramos en un tanto por ciento, obtendríamos 100. 00:02:38
Si lo tenemos en tanto por uno, obtenemos 1. 00:02:43
Eso que es simplemente un repaso de lo que ya deberíamos conocer del año pasado, 00:02:46
nos lleva a definir una constante de equilibrio en función de los gases, 00:02:51
en función de las presiones parciales de cada uno de los gases. 00:02:56
Vamos a ver esto un poquito con el cuaderno, 00:02:59
y ver cómo relacionamos la constante de equilibrio en función de las presiones parciales 00:03:02
con la Kc, con la constante de equilibrio en función de las concentraciones. 00:03:09
Vamos entonces a la pizarra. 00:03:15
Vamos a ver... 00:03:19
Imaginemos que tenemos una reacción donde todas las sustancias que están envueltas en ella están en estado gaseoso. 00:03:22
Entonces tenemos una sustancia A en estado gaseoso, 00:03:29
una sustancia B también en estado gaseoso, 00:03:33
una reacción de equilibrio, 00:03:38
que nos da una sustancia C en estado gaseoso, 00:03:41
más una sustancia D también en estado gaseoso. 00:03:44
Definimos la constante de equilibrio de esta reacción, 00:03:50
como la Kp, en función de las presiones parciales. 00:03:54
Y la definimos en función de la presión parcial de los productos elevado a su coeficiente estequiométrico 00:03:58
multiplicado por la presión del otro de los productos elevado a su coeficiente estequiométrico. 00:04:06
Bien. 00:04:15
Esto sería la constante de equilibrio en función de las presiones parciales. 00:04:19
Vamos a ver cómo relacionamos esta constante de equilibrio con la que ya conocemos, 00:04:25
con la constante de equilibrio en función de las concentraciones. 00:04:29
Entonces podemos definir cada una de las presiones, por ejemplo la presión de peso A. 00:04:32
Recordad que hemos visto anteriormente que era la concentración de A por R y por T. 00:04:37
Esto exactamente igual será para la B, para la C y para la D. 00:04:43
Entonces podemos definir la constante en función de la presión como Cc elevado... 00:04:47
Bueno, en lugar de Cc, perdón, la concentración de C, que lo ponemos así. 00:04:56
Esto sería la concentración de la concentración de C elevado a C y por RT. 00:05:03
El RT lo vamos a dejar todos para el final. Voy a poner primero todas las concentraciones. 00:05:09
Concentración de D elevado a D. 00:05:13
Era por RT, que era común a ambos. 00:05:16
Como está elevado a C y elevado a C, pues aquí sería elevado a C más D. 00:05:20
Y en el denominador tendríamos la concentración de A elevado a A, 00:05:25
concentración de B elevado a B 00:05:32
y la de RT, aquí voy a poner paréntesis, elevado a A más B. 00:05:36
Aquí si tenemos el mismo RT arriba y abajo, arriba elevado a C más D y abajo a A más B, 00:05:42
directamente el exponente va a ser C más D menos A más B. 00:05:50
Entonces esto lo podemos expresar como concentración de C elevado a C, 00:05:56
de D elevado a D, de A elevado a A y de B elevado a B, 00:06:01
por RT elevado a C más D menos A más B. 00:06:12
Este exponente que tenemos aquí arriba lo podemos llamar deltaDN 00:06:21
porque es la variación en el número de moles de gas que hay en la reacción química. 00:06:26
Es decir, el número de moles de gas que hay tras la reacción es C más D 00:06:31
y el que había antes es A más B. 00:06:35
Como tenemos uno menos otro, menos otro es la variación de moles de gas 00:06:37
entre el inicio, entre los reactivos y los productos. 00:06:42
Y esta primera parte es lo que llamamos K sur C. 00:06:46
Es la constante de equilibrio expresada en función de las concentraciones. 00:06:50
De modo que podemos expresarla como la constante de equilibrio de los gases 00:06:55
como K sur P igual a K sur C por RT elevado a deltaDN. 00:06:59
Esta ecuación la vamos a utilizar muy a menudo en los diferentes ejercicios que iremos haciendo. 00:07:05
Volvemos a los apuntes. 00:07:12
Esto que hemos visto es básicamente lo que aparece aquí a continuación. 00:07:15
La constante de equilibrio en el gas es igual a la constante de equilibrio en concentración 00:07:20
multiplicada por RT y por el incremento en número de moles gaseosos. 00:07:27
Aquí tenemos un ejemplo. 00:07:34
Vamos a hacer este ejemplo y luego continuamos con más teoría. 00:07:36
En un recipiente de 2 litros en el que previamente se ha realizado el vacío 00:07:39
se introducen 1,5 moles de pentacloruro de fósforo. 00:07:43
Vamos a ir pasando datos. Voy a hacerlo en una hoja desde el inicio. 00:07:47
V igual a 2 litros. 00:07:52
Y tenemos 1,5 moles de pentacloruro. 00:07:55
1,5 moles de pentacloruro de fósforo en estado gaseoso. 00:08:00
0,5 moles de tricloruro. 00:08:10
Y 1 mole de dicloro. 00:08:18
Dice que la mezcla se calienta a 200 grados Celsius 00:08:30
alcanzándose el equilibrio. 00:08:34
Entonces escribimos el equilibrio en temperatura 200 grados Celsius 00:08:36
y alcanzamos el equilibrio entre el tricloruro y el dicloro y el pentacloruro. 00:08:42
Es decir, PCl3. 00:08:48
Esta es una reacción muy típica. 00:08:50
Cl2 y con el pentacloruro. 00:08:53
Si os fijáis está todo ajustado, no hace falta hacer nada más. 00:09:03
Si en el equilibrio el número total de moles de gas es 2,57 00:09:08
calcule los valores de Kp y Kc a 200 grados Celsius 00:09:12
y nos da como dato la constante de los gases. 00:09:16
Entonces el número total de moles en el equilibrio es 2,57. 00:09:20
Número total en el equilibrio es 2,57 moles. 00:09:24
Y nos pide Kp y Kc. 00:09:33
Kp y Kc. 00:09:37
Aquí lo primero que vamos a hacer es plantear los valores iniciales. 00:09:40
Es decir, de PCl3 tenemos 0,5 moles. 00:09:46
De cloro tenemos 1 mol. 00:09:50
Y de pentacloruro de fósforo tenemos 1,5 moles. 00:09:53
¿Cuánto reacciona? 00:09:58
¿Cuánto reacciona y cuánto se forma? 00:10:02
Aquí reaccionan X, aquí reaccionan la misma proporción 00:10:05
y aquí se forma X también. 00:10:10
Si tuviéramos coeficientes que aquí hubiera un 2, aquí pondríamos 2X. 00:10:13
Por tanto en el equilibrio el número de moles que vamos a tener 00:10:16
va a ser 0,5 menos X 00:10:20
aquí va a ser 1 menos X 00:10:26
y aquí 1,5 más X. 00:10:29
Lo que me dan aquí es el número total de moles en el equilibrio. 00:10:32
Entonces lo que voy a hacer es sumar todos estos moles de aquí 00:10:36
e igualarlos a los del equilibrio. 00:10:39
Y con eso ya veremos cuánto valen la cantidad de moles que tenemos 00:10:42
en cada uno de los casos en el equilibrio. 00:10:48
De ahí podemos sacar Kc. 00:10:51
Pues vamos a ello. 00:10:53
Número total de moles en el equilibrio. 00:10:54
Número total de moles en el equilibrio. 00:10:57
Pues será 0,5 menos X más 1 menos X más 1,5 más X. 00:11:06
Y esto es igual a 2,57. 00:11:21
Si lo operamos aquí es 0,5 más 1 es 1,5 más 1,5. 00:11:25
Tenemos 3. 00:11:30
Y luego menos X menos X es menos 2X más X. 00:11:32
Pues 3 menos X es igual a 2,57. 00:11:37
Despejando aquí X llegamos a que X es igual a 3 menos 2,57. 00:11:43
Y esto es 0,43. 00:11:53
Por tanto en el equilibrio ya podemos deducir que 00:12:07
la concentración de PCl3 es igual a 0,5 menos 0,43. 00:12:12
Esto es 0,07. 00:12:24
No, esto no es la concentración, esto es el número de moles. 00:12:27
Cuidado. 00:12:29
Vamos a ponerlo bien. 00:12:30
0,5 menos 0,43. 00:12:35
Y como es concentración, esos números de moles habrá que dividirlo entre el volumen, que son 2 litros. 00:12:39
Vamos a hacerlo con la calculadora y nos quitamos. 00:12:47
0,5 menos 0,43 entre 2. 00:12:50
Esto nos da 0,035 moles partido por litro. 00:12:58
Para el PCl5 vamos a hacer primero el cloro. 00:13:06
Tenemos 1 menos 0,43 entre 2. 00:13:12
Y esto nos va a dar 1 menos 0,43 entre 2. 00:13:20
0,285 moles partido por litro. 00:13:32
Y finalmente para el PCl2 tendremos 1,5 más 0,43 entre 2. 00:13:42
Porque es el volumen en el que están todos los gases encerrados. 00:13:58
Entonces tenemos 1,5 más 0,43. 00:14:03
Bueno, 1,93 vamos a poner directamente entre 2. 00:14:06
Esto nos da 0,965 moles partido por litro. 00:14:14
Vale, pues teniendo ya estas concentraciones podemos escribir la constante de equilibrio en función de las concentraciones. 00:14:20
Por tanto, caso C, que será la concentración del pentacloruro entre la concentración del tricloruro por la concentración del bicloro. 00:14:29
Y esto es la del pentacloruro, 0,965, dividido entre la del tricloro que es 0,035 y la del bicloro que es 0,285. 00:14:47
Vale, vamos a ver lo que nos da esto. 00:15:10
Vale, 0,965 entre, abrimos paréntesis, 0,035 por 0,285. 00:15:14
Y esto nos da 96,74. 00:15:31
Lo vamos a guardar, ¿no?, de todas formas. 00:15:38
0,965, vale, en principio está todo correcto. 00:15:41
Vale, vamos a guardarlo en la variable A, por ejemplo, por si luego lo necesitamos, no perder precisión. 00:15:49
Esta es la caso C, y luego sabemos que caso P es igual a caso C por RT, que va a dar delta Dn. 00:15:57
Delta Dn en este caso, al inicio tenemos dos moles de gas y al final uno, por tanto va a ser menos uno. 00:16:08
Vale, entonces escribimos ya, caso P es igual a caso C, que es 96,74 por 0,082, por la temperatura, que son 200, más 273, son 473 Kelvin. 00:16:15
Vale, pues por 473 elevado a menos uno. 00:16:36
Bueno, pues operamos esto de aquí, y, bueno, no había metido nada pero lo tengo aquí directamente, o sea puede ser dividido entre, 00:16:41
el menos uno es lo mismo que dividir entre 0,082 por 473. 00:16:51
Y esto me da 2,49. 00:17:01
Esta sería la caso P. 00:17:05
Nos pedían caso C, ahí va. 00:17:07
Nos pedían caso C y caso P, y aquí tenemos ambos. 00:17:23
Vale, eso sería un ejemplo de cómo relacionamos la constante de equilibrio de los gases con la constante de equilibrio de las concentraciones. 00:17:26
Si seguimos adelante. 00:17:35
2,49 es lo mismo que nos había salido, ¿verdad? 00:17:40
Bueno, aquí ponen las unidades, pero ya sabéis que en la Comunidad de Madrid no se ponen unidades, así que no nos complicamos la vida. 00:17:47
Bueno, tenemos aquí otro ejemplito, otros dos, que os dejo que los hagáis tranquilamente. 00:17:52
Y vamos a ver, en principio, qué factores pueden influir en el equilibrio, y lo que se conoce como el principio de Le Chatelier. 00:18:01
Bueno, siempre que tengo un sistema en equilibrio, sistema quiere decir una reacción bidireccional, 00:18:09
que está en el equilibrio, si yo modifico alguno de los factores, la reacción va a evolucionar en el sentido de contrarrestar el cambio que yo haya realizado. 00:18:17
Me explico. 00:18:28
Imaginad que tenemos la reacción que aparece aquí a continuación. 00:18:29
Vamos a marcarla para que la veamos claramente todos. 00:18:35
Esta de aquí, ¿vale? 00:18:39
Es una reacción donde el cloro hidrógeno relaciona con el oxígeno para formar agua y diclor. 00:18:42
Todas las sustancias están en estado gaseoso. 00:18:48
Y es una reacción exotérmica, porque tenemos una entalpía negativa. 00:18:51
Por ejemplo, si añadimos oxígeno a esta reacción, la reacción va a evolucionar en el sentido de contrarrestar el oxígeno que hemos añadido, es decir, en el sentido de consumirlo. 00:18:56
Entonces va a evolucionar hacia los productos, hacia la derecha, para consumir la especie añadida. 00:19:11
Si extraemos dicloro, manteniendo el volumen, si yo quito aquí dicloro, la reacción va a evolucionar también en el sentido de crear más dicloro, es decir, hacia la derecha, hacia los productos. 00:19:19
Si variamos la temperatura, bueno, si variamos la temperatura, la reacción es exotérmica. 00:19:35
Si yo incremento la temperatura, pues la reacción va a evolucionar en el sentido en el que disminuye la temperatura, es decir, en el que absorba calor. 00:19:40
Como hacia la derecha es exotérmica, digamos que desprende calor, pues va a evolucionar hacia los productos, hacia la izquierda. 00:19:50
A la inversa, si yo disminuyo la temperatura, esta reacción va a evolucionar hacia la derecha. 00:19:56
Eso es en lo que consiste el principio del shatellier. 00:20:01
Variación de la presión. Bueno, en el caso de una variación de la presión, tenemos que ver en qué parte de la reacción tenemos más moles en estado gasoso. 00:20:04
A la izquierda tenemos 4 y 1, 5 moles, que son los coeficientes estequiométricos, mientras que a la derecha tenemos 4 moles. 00:20:12
Si yo aumento la temperatura, perdón, la presión, la reacción va a evolucionar en el sentido en el que disminuya el número de moles de gas, es decir, hacia los productos. 00:20:19
A la inversa, si yo disminuyo la presión, la reacción va a evolucionar en el sentido en el cual yo aumente el número de moles de gas, es decir, hacia los reactivos, hacia la izquierda. 00:20:28
Bueno, y aquí tendríamos un ejemplo concreto. Una reacción, en este caso es endotérmica. 00:20:42
Recordéis que la variación de entalpía es positiva. Me dice qué efecto tendrá, por ejemplo, elevar la temperatura de la mezcla. 00:20:51
Bueno, pues si es endotérmica y yo elevo la temperatura, va a evolucionar en el sentido de disminuir la temperatura, es decir, de absorber calor. 00:20:58
Como es endotérmica, va a reaccionar, a aumentar la concentración de los productos. Va a evolucionar en el sentido hacia la derecha. 00:21:06
Al introducir más C5H6 que tenemos aquí, pues directamente, ya veremos cómo llevamos a estos compuestos cuando lleguemos a la parte orgánica. 00:21:17
Si introducimos más, sin variar ninguna otra cosa, en el recipiente que contiene la mezcla, pues va a evolucionar hacia la izquierda para consumirlo. 00:21:31
Entonces va a disminuir la concentración de estos dos, de los productos, para formar reactivos. 00:21:41
Ahí tenéis otro ejemplo más del principio de Le Chatelier. 00:21:47
Y lo último que veríamos en este tema son lo que llamamos los equilibrios de solubilidad. 00:21:54
Una vez acabemos toda la teoría, pues pasaremos a hacer ejercicios de EBAU. 00:21:59
En principio no voy a continuar con esta parte, lo veremos el próximo día, la parte de solubilidad. 00:22:06
Y os dejo que miréis el resto de ejemplos que hay en el tema, para que los trabajéis y lo vayáis asimilando poco a poco. 00:22:11
El próximo día veremos los equilibrios de solubilidad y con ello ya pasaremos a hacer ejercicios tanto de cinética química como de equilibrio durante varios días 00:22:19
para financiar bien estos dos temas que son bastante importantes. 00:22:30
Bueno, pues con esto lo dejaríamos por hoy. Muchas gracias por vuestra atención y espero que sigáis bien todos. Espero veros pronto. 00:22:35
Idioma/s:
es
Autor/es:
Segismundo Peláez
Subido por:
Segismundo P.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
94
Fecha:
6 de diciembre de 2023 - 18:19
Visibilidad:
Público
Centro:
IES GUSTAVO ADOLFO BÉCQUER
Duración:
22′ 43″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1920x1080 píxeles
Tamaño:
116.94 MBytes

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