Clase Nº 19 11/06/2009

Empezamos haciendo los ejercicios 9.7 y 9.8. Luego terminamos el ejercicio 9.6 que habíamos empezado la clase pasada.

Continuando con los temas de Equilibrio Químico, analizamos qué ocurre cuando un sistema NO ESTA EN EQUILIBRIO o al menos no tenemos ninguna información que nos diga si el sistema está en el equilibrio. Para definir hacia donde están evolucionando las reacciones definimos el cociente de reacción (Qc).
Por ejemplo para una reacción

2 A + B2 <----> 2 AB

se define Qc = [AB]2 / [A]2.[B2]

Es decir el producto de la concentración molar de los productos elevados a su coeficiente estequimétrico sobre el producto de la concentración molar de los reactivos elevados a su coeficiente estequimétrico. La diferencia con la definición de la constante de equilibrio Kc es que en ésta última las concentraciones molares son las del EQUILIBRIO.


Al comparar Qc con Kc surgen tres posiblidades (es muy importante que recuerdes que el sistema siempre evolucionará hacia el equilibrio, es decir que la tendencia será que Qc se iguale con Kc):

1) Kc menor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que disminuir su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el denominador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los reactivos, es decir que la reacción consumirá productos y formará más reactivos, o sea que la reacción se desplazará hacia la izquierda.

2) Kc mayor que Qc, matemáticamente se ve que Qc tiene que aumentar su valor para igualarse a Kc, entonces tiene que aumentar el valor en el numerador y químicamente esto implica que aumentará la concentración de los productos, es decir que la reacción consumirá reactivos y formará más productos, o sea que la reacción se desplazará hacia la derecha.

3) Kc igual a Qc la reacción está en equilibrio.

También estudiamos el Principio de le Chatelier y como analizar que ocurre cuando se perturba un sistema en equilibrio cuando: modificamos la concentración de Reactivos o Productos, cuando se varía el volumen y/o la presión y cuando se modifica la temperatura con la consiguiente variación de Kc.
Entonces, en una reacción endotérmica

calor + 2 A + B2 <----> 2 AB

Si aumenta la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar ese aumento consumiendo reactivos y desplazando la reacción hacia la formación de productos. Al aumentar la concentración de productos y disminuir la de reactivos el valor de Kc aumenta.

Si disminuye la temperatura, el sistema reaccionará de manera de minimizar esa disminución, formando más reactivos para lo cual debe consumir productos y por lo tanto Kc disminuye.

Te invitamos a que pienses vos las consecuencias de la variación de temperatura en una reacción exotérmica del tipo:
2 A + B2 <----> 2 AB + calor

Hicimos el ejercicio 9.11 y el 9.14. También el 11.31 a) de los complementarios.

Al final empezamos con Equilibrio ácido –base:

Definimos ácido y base según Arrhenius y según Bronsted y Lowry (incluidos ácido y base conjugados). Analizamos la autoionización del agua y planteamos Kw.

Para la clase que viene pueden terminar la serie 9 y hacer los ejercicios 11.29 b) y 11.30 a) de los complementarios.

Esperamos tus comentarios!