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B2Q U05.6 Alteración del equilibrio - Contenido educativo

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Subido el 13 de agosto de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:15
arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:22
de la unidad 5 dedicada al estudio del equilibrio químico. En la videoclase de hoy estudiaremos la 00:00:27
alteración del equilibrio. En esta videoclase vamos a estudiar desde un punto de vista cualitativo la 00:00:38
forma en la que un sistema que se aparta del equilibrio lo vuelve a recuperar. 00:00:52
El principio fundamental que se utiliza para esto es el principio de Le Chatelier que establece, 00:00:59
como podéis leer, que si se presenta una perturbación externa sobre un sistema en 00:01:05
equilibrio, el sistema se ajustará de tal manera que se cancele parcialmente dicha 00:01:10
perturbación en la medida que el sistema alcanza una nueva posición de equilibrio. 00:01:15
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. 00:01:20
El sistema evolucionará de tal forma que se contrarrestre en cierta medida la perturbación que nosotros como agentes externos hayamos introducido. 00:01:33
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. 00:01:43
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. 00:01:59
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. 00:02:19
De tal forma que ya no tenemos casi 2,5 sino que tenemos casi 3,5 atmósferas. 00:02:34
¿Qué es lo que ocurrirá? 00:02:40
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. 00:02:41
Nosotros hemos introducido una cantidad extra de uno de los reactivos, pero todos los reactivos se consumen simultáneamente, ligados por los coeficientes estequiométricos. 00:03:01
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. 00:03:10
Así que lo que observamos es que la presión parcial de hidrógeno disminuye, puesto que se consume. 00:03:21
también disminuye la presión parcial de nitrógeno, es otro de los activos y también se va a consumir 00:03:26
a un ritmo la tercera parte del hidrógeno, puesto que el coeficiente estequiométrico es la tercera parte de aquel 00:03:33
y simultáneamente aumenta la presión parcial de nitrógeno, puesto que el nitrógeno se va generando 00:03:39
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. 00:03:45
Aquí lo que estamos haciendo es comparar los coeficientes estequiométricos. 00:03:54
Esta reacción en la cual se consumen los reactivos y se generan los productos, 00:03:59
vuelve a alcanzar un nuevo estado de equilibrio, distinto del anterior, en el cual las presiones parciales ya no varían. 00:04:05
Fijaos en dos detalles que son importantes. 00:04:13
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. 00:04:17
Os recuerdo que el concepto de equilibrio químico lo que establece es que el ritmo al que se producen ambas reacciones es el mismo. 00:04:31
La velocidad de la reacción directa y de la reacción inversa son iguales. 00:04:40
Y por eso, desde el punto de vista macroscópico, nosotros lo que observamos es un estado invariable, un estado que llamamos de equilibrio. 00:04:43
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. 00:04:51
La reacción directa aumenta la velocidad, mientras que la reacción inversa mantendría en este estado inicial la velocidad que tenía. 00:05:04
salimos del equilibrio una de las dos reacciones en este caso la directa tiene una velocidad mayor 00:05:11
y nos encontramos como cuando estábamos estudiando el equilibrio al principio de la primera de las 00:05:17
videoclases tenemos un exceso de reactivos la reacción directa es más rápida que la reacción 00:05:23
inversa pero conforme los reactivos se van gastando la velocidad de esta reacción directa va 00:05:29
decreciendo. Conforme los productos se van generando, la velocidad de la reacción inversa 00:05:35
irá aumentando hasta que llegue un momento en el que ambas reacciones alcancen un nuevo valor común 00:05:41
que no tiene por qué coincidir y de hecho no coincidirá con el del equilibrio anterior y 00:05:47
habremos alcanzado un nuevo estado de equilibrio. Supongamos que sabemos que se ha producido un 00:05:52
cambio en la concentración de una de las especies químicas involucradas en una reacción química a 00:06:00
partir de un cierto estado de equilibrio. Ya sea bien porque se ha introducido o se ha retirado 00:06:06
cantidad de sustancia, número de moles, o bien como veamos en el ejemplo anterior, hablando del 00:06:14
principio de Le Chatelier, porque nos digan que se ha aumentado o bien se ha disminuido la presión 00:06:18
parcial de una de las sustancias que se encontrará en estado gaseoso. Pues bien, por aplicación del 00:06:23
principio de Le Chatelier, si lo que ha ocurrido es que ha aumentado la concentración de o bien 00:06:30
reactivos o bien productos, el equilibrio se va a desplazar, el sistema va a evolucionar en el 00:06:35
sentido en el que disminuya esa concentración que ha aumentado. Si ha aumentado la concentración de 00:06:41
uno de los reactivos, pues se consumirán reactivos para formar productos. Diremos que el equilibrio 00:06:47
se desplaza hacia la derecha. Si lo que ha aumentado es la concentración de uno de los 00:06:52
productos, pues entonces el sistema evolucionará consumiendo productos para generar reactivos y 00:06:56
diremos que el sistema evoluciona con un equilibrio que se desplaza hacia la izquierda. 00:07:02
Análogamente, si ha disminuido la concentración de uno de los reactivos, el sistema evolucionará, 00:07:07
el equilibrio se desplazará para formar reactivos y, consecuentemente, consumir productos, de tal 00:07:14
forma que el equilibrio se habrá desplazado hacia la izquierda, hacia los reactivos. Si ha disminuido 00:07:20
la concentración de uno de los productos, el sistema evolucionará para formar productos 00:07:25
consumiendo reactivos, de tal forma que diremos que el equilibrio se ha desplazado hacia la 00:07:31
derecha hacia la formación de productos. Supongamos que tenemos un sistema en equilibrio 00:07:36
y que producimos una variación en la temperatura del sistema. En este caso lo que necesitamos 00:07:43
conocer es cuál de los dos sentidos, el directo o el inverso, es endotérmico y cuál es exotérmico, 00:07:49
puesto que si se ha aumentado la temperatura del sistema, de acuerdo con el principio de 00:07:55
Le Chatelier, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en el que la temperatura del sistema 00:07:59
tienda a disminuir, esto es, en el sentido en el cual la reacción química sea exotérmica, de tal 00:08:05
forma que la energía salga del sistema hacia el entorno. Al revés, si lo que ha ocurrido es que 00:08:13
hemos bajado la temperatura del sistema, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en 00:08:19
el cual, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la temperatura del sistema tienda a 00:08:24
aumentar, esto es, en el sentido endotérmico, de tal forma que se absorba energía del entorno y 00:08:29
pueda entrar dentro del sistema aumentando así la temperatura. Supongamos que tenemos un sistema 00:08:35
químico formado por gases y que sabemos que se ha producido un cambio en la presión total por 00:08:42
una variación de volumen. Sabemos que conforme a la ecuación de estado de los gases ideales, 00:08:48
presión y volumen son inversamente proporcionales, de tal forma que si el volumen ha disminuido, 00:08:53
la presión aumenta, mientras que si el volumen ha aumentado, la presión disminuye. En este caso, 00:08:59
para argumentar conforme al principio de Le Chatelier, lo que tenemos que tener en mente es 00:09:06
en cuál de los dos extremos de la razón química, bien en reactivos, bien en productos, la molecularidad 00:09:12
de gases es mayor o menor. Puesto que supongamos que se ha producido una disminución de volumen, 00:09:19
de tal forma que la presión total del sistema aumenta. En este caso, de acuerdo con el principio 00:09:26
de Le Chatelier, el equilibrio se va a desplazar en el sentido en el cual la molecularidad 00:09:30
de gases sea menor, de tal forma que, habiendo una menor cantidad de gases, la presión, 00:09:35
que lo único que hace es medir los choques contra las paredes del recipiente, sea menor. 00:09:41
Análogamente, si lo que ha ocurrido es que el volumen ha aumentado y, consecuentemente, 00:09:49
la presión del sistema ha disminuido, el sistema, el equilibrio, se va a desplazar en el sentido en 00:09:53
el cual la molecularidad de los gases sea mayor, de tal forma que al haber una mayor cantidad de 00:10:00
sustancia gaseosa, los choques contra las paredes sean mayores y, consecuentemente, se mira una 00:10:06
presión mayor. Por último, podemos encontrarnos con una situación en la cual se nos pregunte, 00:10:11
que discutamos, qué es lo que ocurre con el equilibrio cuando se introduce o se retira un 00:10:18
catalizador o bien un inhibidor. Hemos de tener en cuenta que catalizadores e inhibidores 00:10:23
no afectan por sí mismos los equilibrios, puesto que únicamente afectan a la constante 00:10:29
de equilibrio y, consecuentemente, afectan a la velocidad tanto de la reacción directa 00:10:35
como de la reacción inversa. De tal forma que, si se produjera alguna otra modificación 00:10:39
que alterara el equilibrio, la presencia de un catalizador lo único que haría sería 00:10:45
aumentar la velocidad con la cual se alcanza el nuevo estado de equilibrio, pero el mero hecho 00:10:50
de que haya o no un catalizador no va a producir un cambio de equilibrio ni va a producir que se 00:10:55
alcance un equilibrio diferente, insisto en que únicamente afectará a la velocidad con la cual 00:11:00
el presunto nuevo estado de equilibrio se alcanza. Con esto que hemos visto acerca de la alteración 00:11:05
del equilibrio, que se argumenta en todos los casos utilizando el principio de Le Chatelier, 00:11:11
ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 9 al 11. 00:11:16
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:11:23
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 00:11:30
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 00:11:34
Un saludo y hasta pronto. 00:11:40
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
89
Fecha:
13 de agosto de 2021 - 8:52
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
12′ 09″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
20.60 MBytes

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