Bueno, pues buenas tardes. Iniciamos ya esta tercera sesión de asignatura
de bases químicas químicas del medio ambiente. Y, como estaba previsto,
vamos a ver el tema 3. En relación con el tema 3, vamos a abrir ahora una
vez más la presentación de la profesora de la asignatura y vamos a
desarrollar un poco primero la teoría. En este caso, la semana que viene,
como este es un tema bastante largo, seguramente lo vamos a dedicar más a
los ejercicios la semana que viene. Venga, pues, bases químicas del medio
ambiente. Y hoy tenemos previsto, pues, trabajar, pues, ya sabéis,
termodinámica, equilibrio químico y cinética química. Casi nada, ¿no?
Muchísimo, ¿eh? Tenéis aquí. Bueno. Vamos a ir viendo los conceptos
más importantes. Bueno. La termodinámica. Ya sabéis que lo que hacemos
es estudiar las relaciones entre energía, calor y trabajo. Y lo primero
que hay que saber, eso es importante, porque en química hablamos de
reacciones químicas que absorben y que desprenden calor. El calor, ¿no?
Nosotros podemos tener unas reacciones químicas que nosotros vamos a
denominar exotérmicas. Calor, exotérmicas, exotérmicas si desprenden
calor. Y vamos a considerar las reacciones químicas endotérmicas,
endotérmicas si absorben calor. Claro, el que absorba o que desprende
calor se puede expresar de dos formas distintas. Aquí, por ejemplo,
tenemos... Un momentito. Incremento de H, si se forman 840 julios, es igual
que poner menos 840 kilojulios. ¿Vale? Incremento de H negativo. O que el
calor sea un producto de la reacción. Mientras que aquí, incremento de H
sería más 180,5 kilojulios. ¿Por qué? Porque se absorben, ¿eh? Se
absorbe calor. ¿De acuerdo? ¿Sí? Se absorbe calor. Bien. Seguimos.
Bueno, ¿qué es un sistema abierto? Pues aquel que permite intercambio de
materia y energía. El aislado no permite ningún intercambio. Mientras que
el cerrado puede intercambiar energía pero no materia. Son conceptos que
están ahí. Normalmente esto se estudia más en la termodinámica con los
físicos que con los químicos. ¿No? ¿Lo habéis visto? En la otra
asignatura del primer cuatrimestre. ¿Eh? Bueno, hay variables
termodinámicas extensivas e intensivas. Las extensivas dependen de la
cantidad de materia y las intensivas no. Como a la presión o el volumen.
Pero la masa... Perdón. La presión o la temperatura son intensivas. No
dependen de la cantidad de materia. Y las extensivas son las que dependen.
Como el volumen o la masa. Pero lo que es más importante de aquí es
hablar de las funciones de estado. Hay tres funciones de estado. La primera
es de estado importantes que es incremento de U, incremento de H,
incremento de S e incremento de G. Cuatro. Incremento de U es la variación
de energía interna. Incremento de H es la variación de entalpía.
Incremento de S es la variación de entropía. E incremento de G es la
variación de energía libre de Gibbs. Son cuatro magnitudes
termodinámicas que son funciones de estado. ¿Qué quiere decir que sean
funciones de estado? Que solo dependen del estado inicial y final. Y no del
camino. ¿Qué quiere decir que sean funciones de estado? El camino seguido
para alcanzar esos puntos. ¿Sí? Entonces, ¿eso qué quiere decir? Que
nos va a dar igual el camino por el cual nuestro sistema alcance ese estado
final porque la variación de esa magnitud termodinámica será siempre la
misma. ¿De acuerdo? Ojo, el calor y el trabajo no son funciones de estado.
De hecho, el calor intercambiado o el trabajo intercambiado sí que depende
del camino seguido. ¿Vale? Importante esto, ¿eh? Energía interna. Bueno,
la energía interna lo podemos asociar al calor intercambiado a volumen
constante. Yo no me fijaría en esta relación que tenéis aquí de
variación de energía interna, calor más trabajo porque no la vais a
utilizar. Y porque la habéis dado en la asignatura de física pues con el
signo cambiado o con este criterio de signos. Pero no os tenéis que
preocupar. Lo que sí que es importante es que sigamos con la idea de que
calor desprendido negativo esotérmico, calor absorbido positivo
endotérmico. ¿Vale? Y la variación de energía interna es el calor
intercambiado a volumen constante. Calor intercambiado a volumen constante.
Eso sí que conviene que lo sepamos. ¿Eh? Aquí lo tenéis, ¿no? La
variación de energía interna es el calor intercambiado a volumen
constante. ¿Vale? Sí. Y el calor intercambiado a presión constante, lo
hemos dicho antes, es la variación de entalpía. ¿Vale? ¿Sí? La
variación de entalpía de un sistema es igual al calor intercambiado a
presión constante. No hace falta que sepamos la demostración, simplemente
que nos quedemos con las dos ideas. Que el calor intercambiado a volumen
constante es la variación de energía interna y el calor intercambiado a
presión constante es la variación de entalpía. Y ambas son funciones de
estado. Ambas son funciones de estado. Y esta relación que tenéis aquí
es interesante porque nos permite relacionar el calor intercambiado a
volumen constante y el calor intercambiado a presión constante. Me
explico. Lo que estamos diciendo es que incremento de H es igual a
incremento de U más incremento de H es igual a incremento de N RT. O lo
que es lo mismo, el calor a presión constante es igual al calor a volumen
constante más incremento de N RT. ¿Qué es incremento de N? Incremento de
N es la variación del número de moles de especies químicas gaseosas. La
variación del número de moles de especies químicas gaseosas en una
reacción química. Voy a poner un ejemplo. Lo vais a entender enseguida,
creo. Nitrógeno gas. Más hidrógeno gas para dar amoniaco gas. Pongo un 2
y un 3. Es la variación del número de moles de especies químicas
gaseosas. Sería dos productos, tres más uno, cuatro. Por lo tanto,
incremento de N es menos dos. Incremento de N es menos dos. La variación
del número de moles de especies químicas gaseosas es menos dos. ¿De
acuerdo? Menos dos. ¿Sí? Bueno, pues eso es importante que lo tendáis
presente. Menos dos. Bueno, las ecuaciones termoquímicas. Las ecuaciones
termoquímicas no solo es escribir la reacción química igualada, sino
añadirle el calor intercambiado. De manera, y eso ya lo hemos comentado
hace un momento, que cuando tenemos un proceso exotérmico, incremento de H
es negativo y se puede poner más calor. ¿No? Más ese número. Y
viceversa si es endotérmico. Pero es que además, este calor intercambiado
en una reacción química, fijémonos en estas dos reacciones que tenéis
aquí. Bueno, las reacciones de formación del agua en estado líquido,
donde aquí tenemos, se nos forman dos moles de agua. De aquí se forma
solo un mol de agua. Entonces, el calor intercambiado, evidentemente... De
aquí a aquí, ¿qué sería? Dividir por dos. Porque si esto es el calor
que se intercambia cuando se forman dos moléculas de agua, cuando se forma
solo una molécula, habrá que dividir por dos. Y viceversa. Ahora, si
nosotros damos la vuelta a la reacción, y es el proceso de descomposición
del agua líquida en hidrógeno y en oxígeno gaseoso, ¿no? Ahí sí que
tenemos que tener en cuenta que la entalpimentación... La entalpía sería
de igual valor, pero de signo contrario. ¿Eh? De igual valor y de signo
contrario. Claro. Si una reacción química es exotérmica en un sentido,
será endotérmica en sentido contrario. ¿Vale? Eso siempre, ¿eh? Si es
exotérmica en un sentido, será endotérmica en sentido contrario. ¿Vale?
Ahora bien, nos tenemos que fijar bien en el estado físico. No es lo mismo
obtener agua líquida que agua gaseosa. Fijaos cómo la entalpía, ¿no? De
formación de dos moléculas de agua gaseosa, ¿eh? Se desprende menos
calor que en el dos de agua líquida. ¿Por qué? Porque hay que pasar del
agua líquida al agua gaseosa y eso supone comunicar calor al sistema. De
hecho, estas dos reacciones nos permitirían calcular el calor de
vaporización del agua líquida a agua, vapor, a agua gaseosa. ¿Vale?
Fijaos aquí lo que os estaba comentando. ¿Cómo podemos calcular el agua
de vaporización del agua líquida a agua gaseosa? Con esas dos reacciones
que hemos visto antes, ¿no? Una sería la descomposición del agua
líquida y otra la formación del agua gaseosa. Si sumamos estas dos
ecuaciones, obtenemos la entalpía de formación del agua gaseosa a podemos
calcular el agua líquida a la entalpía de vaporización? ¿No? No es
formación porque cuando se habla de entalpías de formación, siempre nos
estamos refiriendo a partir de los elementos. Esto sería un proceso de
vaporización del agua líquida al agua gaseosa. Sería un proceso
endotérmico porque el incremento de H es positivo y, de hecho, es lógico
para transformar algo de estado líquido a estado gaseoso. De estado
líquido a estado gaseoso voy a tener que absorber calor. ¿Vale? De
absorber calor. Bueno, la entalpía de formación. La entalpía de
formación se toma por convenio de todos los elementos cero en su estado
estándar, en su forma más estable. Nitrógeno, carbono, oxígeno, flúor,
cloro, bromo, yodo... Siempre la entalpía de formación de todos los
elementos, ya sean monoatómicos o diatómicos, en su estado más estable,
a 25 grados centígrados, a presión de una atmósfera, su forma
halotrópica más estable. Lo digo por la formación del carbono o grafito,
que es la forma halotrópica más estable del carbono, porque el diamante o
otras formas halotrópicas no son, ya no es cero. ¿Vale? Y aquí es
interesante porque hay una fórmula que nos permite calcular la entalpía
de cualquier reacción química a partir de la entalpía de formación de
todos los reactivos que intervengan. ¿Vale? Claro, esto es muy acotado.
Porque me tienen que dar las entalpías de formación, pues tienen que dar
las entalpías de formación de todos los reactivos y los productos. Y la
reacción a la cual yo tengo que determinar, la entalpía no ha de ser de
formación, porque si no, no tiene sentido. ¿De acuerdo? Eso es importante
que lo tengamos presente. ¿Vale? Pero no solo es la única forma de
calcular entalpías. También podemos hacerlo a partir de las energías del
ácido. Pero me vais a permitir que os ponga otra fórmula más, a veces es
útil conocerla, y es que la entalpía de una reacción química también
se puede obtener como sumatorio de las entalpías de formación. Perdón,
las entalpías de combustión. Las entalpías de combustión. Las
entalpías de combustión de reactivos menos sumatorio de las entalpías de
combustión de los productos. De los productos. Es decir, ahora ponemos un
ejemplo. Esto corresponde a reactivos. Y esto a productos. Mejor que ponga
un ejemplo para que veáis. Vamos a ir a la pizarra un momento. Es decir,
nosotros podríamos calcular, por ejemplo, la entalpía de esta reacción,
puede ser metano con oxígeno, para dar CO2 más agua líquida. Aquí un 2.
De manera que la entalpía de esta reacción química sería la entalpía
de formación del CO2 más dos veces la entalpía de formación del agua
Menos la entalpía de formación del CH4 más dos veces la entalpía de
formación del O2. ¿Vale? ¿Correcto? Esto sería una vía, que es aplicar
la fórmula que tenéis en la diapositiva. Pero otra vía que os digo
sería, imaginaos que ahora nos piden la entalpía de formación del
benceno a partir de sus elementos. Esto se puede igualar, ¿no? Entonces la
entalpía de esta reacción química sería 6 veces la entalpía de
combustión del carbono más 3 veces la entalpía de combustión del
hidrógeno menos la entalpía de combustión del benceno. Del benceno.
¿Sí? Pero claro, alguien puede decir, ¿qué es esto de la combustión
del carbono? Es que la entalpía de combustión del carbono es igual a la
entalpía de formación del CO2. La entalpía de combustión del hidrógeno
es igual a la entalpía de formación del agua. La entalpía de formación
del agua. ¿Sí? Bueno, entonces como se suelen dar con más asiduidad las
entalpías de formación del CO2 y del agua, pensad que esas entalpías de
formación del CO2 y del agua coinciden con las entalpías de combustión
del carbono y del hidrógeno respectivamente. ¿De acuerdo? Vale. Bien.
Vamos a... A cambiar. Vamos a ir ahora otra vez a la presentación y vamos
a continuar. Bien. Estábamos aquí, ya es lo que habíamos comentado,
¿no? Y decíamos, ¿qué es esto de la combustión del carbono? Que
también se puede obtener la entalpía de una reacción química a partir
de las energías de los enlaces rotos y los enlaces formados. Siempre
tendremos las energías medias de estos enlaces, ¿no? Y esta sería la
fórmula que tenéis aquí, que ahora si queréis, pues también. ¿No? La
entalpía de la reacción sería sumatorio de las energías de los enlaces
rotos menos sumatorio de las energías de los enlaces formados. ¿Vale?
Pues voy a poner un ejemplo, ¿eh? Antes de hablar de la espontaneidad.
¿Eh? Vamos a volver a ir a la pizarra. Y pensemos, por ejemplo, en esta
reacción... Opa, un momentito. El eteno por una hidrogenación para dar el
etano. ¿Vale? Entonces, aquí podríamos tomar la base de romperlo todo y
formarlo todo. No hay por qué hacerlo así. Bastaría ver lo que se rompe
y lo que se forma. Hay gente que prefiere hacerlo así para no equivocarse.
Pero bueno, lo haré de esta manera muy estándar. ¿Eh? Sería el
incremento de H de la reacción sería romperlo todo. ¿Qué habría que
romper? La energía de enlace carbono-carbono doble enlace, cuatro
energías de enlace carbono-hidrógeno, más una energía de enlace
hidrógeno-hidrógeno. ¿Y qué se formaría? Pues un enlace
carbono-carbono sencillo y seis carbono-hidrógeno. ¿Vale? Lo rompemos
todo y lo formamos todo. En definitiva, como tenemos, hemos roto cuatro de
carbono-hidrógeno y se han formado seis de carbono-hidrógeno, es como si
se hubieran formado solo dos. ¿Lo podríamos haber hecho así? También,
claro que sí. Bueno, vamos a volver a la presentación. . Aquí solo...
Pues pensaba abrir este archivo un momentito. ¿No? Porque tenéis
problemas de termoquímica. ¿Eh? Pues si queréis practicar, pues siempre
es interesante. ¿Vale? Bueno. Y aquí tenéis de equilibrio, de cinética,
básicos para empezar a trabajar, que es el tema este. ¿Sí? Bueno. . Y
ahora que os he clicado, ya los podéis descargar si queréis. Bueno. ¿Un
proceso espontáneo? Pues aquel que tiene lugar, pues ya lo dice la
palabra, ¿no? Sin ninguna intervención externa. ¿Eh? Hay una cosa que
hay que tener muy clara, que la gente a veces confunde la espontaneidad con
la rapidez o lentitud de una reacción química. Mirad. Una cuestión es la
cinética de la reacción, que hablaremos después. . La cinética de la
reacción estudia la velocidad con que tiene lugar una reacción química.
Pero la termodinámica, la termodinámica estudia, ¿eh? La termodinámica,
la termodinámica estudia el que una reacción química sea espontánea o
no. ¿Qué quiere decir que sea espontánea o no? Que pueda tener lugar o
que no pueda tener lugar. Bien. Entonces, si una reacción química es
espontánea, puede tener lugar. Y podrá ser rápida o lenta. ¿Vale? Si
una reacción química es no espontánea, ya no tiene lugar y nunca va a
suceder. ¿Eh? Por sí misma. ¿Lo tenemos claro esto? Entonces,
¿espontánea puede ocurrir? ¿No espontánea? No ocurre. No va a ocurrir.
Ahora bien, de las reacciones espontáneas, independientemente del
parámetro que tengamos que nos mira la espontaneidad, tendremos, unas
reacciones lentas y otras más rápidas, que dependerán de otros
parámetros, de otros factores cinéticos. ¿De acuerdo? Bueno. Entonces,
lo que sí es cierto es que en general, los procesos exotérmicos, digo en
general porque no todos, los procesos exotérmicos ayudan a que sean los
procesos espontáneos. Los procesos exotérmicos ayudan a que sean
espontáneos. ¿Sí? Entonces, introducimos otra magnitud termodinámica
que hemos dicho antes, que era una función de estado, que es la variación
de entropía. La variación de entropía. La entropía nos mide el desorden
del sistema. El desorden. Un sistema evoluciona hacia el desorden cuando
aumenta el número de moléculas, cuando pasa de sólido a líquido, de
líquido a gas, de sólido a gas, cuando una molécula se rompe en dos.
Todo esto supone variaciones de entropía positivas porque aumenta el
desorden. Mientras que cuando el sistema se ordena, pasa de líquido a
sólido, dos moléculas se unen para formar una única molécula, son
sistemas en que se ordenan, disminuye el desorden y, por lo tanto, la
variación de entropía es negativa. La variación de entropía será
negativa. Y la entropía de una reacción química se puede expresar como
sumatorio de las entropías de formación de los productos menos de los
reactivos. ¡Ojo! Aquí sí que hablamos de entropías absolutas a
diferencia de las entalpías, porque las entalpías absolutas no se pueden
determinar. Pero sí podemos determinar las entropías absolutas. Por eso,
aquí no ponemos incremento de S de productos y de reactivos, sino que
ponemos S. Ese cerito, como lo hemos comentado antes, pues ya hemos dado a
entender, el cerito quiere decir que estamos en condiciones estándar, que
es una atmósfera a 25 grados centígrados y forma más estable. ¿Vale?
Las unidades, Julio, es partido por Kelvin. ¿No? Entonces, la
espontaneidad de una reacción química no viene dada ni por la H ni por la
S, sino por la energía libre de Gibbs que tenéis aquí. La variación de
energía libre de Gibbs es igual a incremento de H menos T incremento de S.
Esto que os he puesto en recuadro. Entonces, diremos que una reacción
química es espontánea cuando el incremento de G es negativo. Diremos que
no es espontánea cuando el incremento de G es positivo. Y diremos que
está en equilibrio cuando el incremento de G es igual a cero. De manera
que, la energía libre de Gibbs es otra función de estado y nosotros
podemos determinar la energía libre de Gibbs de cualquier reacción
química como sumatorio de las energías libres de Gibbs de productos menos
sumatorio de las energías libres de Gibbs de reactivos multiplicado por
los coeficientes estequiométricos. Estos nR y estos nP. ¿No? ¿De
acuerdo? Pero aquí vamos a aclarar una cuestión. Una reacción química
va a ser siempre espontánea va a ser siempre espontánea si incremento de
H es negativo e incremento de S es positivo. Entonces incremento de G
siempre es negativo siempre es espontánea y diremos que es no espontánea
siempre será no espontánea si incremento si incremento de H es positivo e
incremento de S es negativo incremento de G siempre es positivo por lo
tanto será no espontánea. Pero después tenemos los casos intermedios si
lo tenéis comentado también en la teoría que una reacción tenga sea
exotérmica pero incremento de S sea negativo claro, si una reacción es
exotérmica e incremento de S es negativo brevemente comentaros a ver si
incremento de H es negativo e incremento de S es negativo no este nos
favorece pero este no entonces para que sea espontáneo ¿qué tiene que
suceder? pues que el valor absoluto de incremento de H sea mayor que el
valor absoluto de incremento de S será espontáneo en este caso ¿vale? y
por ejemplo si tenemos el caso al contrario incremento de H es positivo, es
decir desfavorable pero incremento de S es positivo ¿vale? para que
incremento de G sea negativo sea espontáneo, ¿qué tiene que suceder?
pues que incremento de H sea menor que T incremento de S incremento de H
sea menor que T incremento de S ¿vale? incremento de H tiene que ser menor
que T incremento de S ¿de acuerdo? bien vamos a volver bueno procesos
reversibles son aquellas que no se llegan a completar es decir, que la
transformación de relativos a productos no es completa y que la reacción
tiene lugar en ambos sentidos ¿de acuerdo? hay que saber que los
equilibrios químicos son dinámicos que cuando se alcanza ese equilibrio
no es que se pare la velocidad de reacción directa e inversa sino que
continúan reaccionando moléculas de reactivos a productos y de productos
a reactivos sólo que, cuando se alcanza el equilibrio las concentraciones
son invariables ¿vale? bueno, aquí tenéis unas experiencias unas
concentraciones iniciales y lo que tenemos en el equilibrio las
concentraciones en el equilibrio y nos damos cuenta que esta relación de
concentraciones es invariable ¿cuándo? cuando hacemos el cociente de la
concentración de lo que tenemos a la derecha elevado a los coeficientes
estequiométricos partido de lo que tenemos a la izquierda también elevado
a los coeficientes estequiométricos ¿vale? en definitiva, esa constante
de equilibrio esto viene dado también por la radiación de masas es una
relación de concentraciones de productos partidos reactivos elevados a los
coeficientes estequiométricos aquí tenéis la expresión general y es
algo que es importante que tengáis presente que es que la constante de
equilibrio es función de la temperatura la constante de equilibrio depende
de la temperatura es decir, ya no sólo depende de cómo está escrita la
radiación química del sentido y los coeficientes sino también de la
temperatura cuando igualamos una ecuación química la constante de
equilibrio se corresponde a esa ecuación química así como está igualada
con números enteros, con quebrados o lo que sea a veces ya están
igualadas las ecuaciones químicas pero otras veces hay que poner números
y puede haber alternativas y evidentemente que si la ecuación química se
escribe en sentido contrario se invierte la reacción, la K sub C se
invierte ¿de acuerdo? y cuando una ecuación química es suma de 2, la
constante de equilibrio es multiplicación de ambas y si una ecuación
química es resta de 2 la constante de equilibrio es cociente de ambas
bueno, aquí tenéis estas ecuaciones ¿no? os dais cuenta como la primera
está multiplicada por 2 con respecto a la segunda ¿eso qué quiere decir?
pues que la segunda será la raíz cuadrada de la primera o si queréis la
primera, el cuadrado de la segunda como queráis ¿de acuerdo? y si
comparamos la primera y la tercera la primera y la tercera nos damos cuenta
que tienen los mismos coeficientes pero están invertidos, lo que hay a la
derecha pasa a la izquierda y viceversa por lo tanto una K sub C una es la
inversa que la otra ¿vale? ¿qué pasa? que también podemos dar la
expresión de la constante de equilibrio en función de las expresiones
parciales ¿eh? y habría que recordar la idea de Dalton ¿no? porque las
expresiones parciales las podemos calcular con la ecuación de los gases
ideales como aquí nos pone para no insistir más que ya está aquí
escrito ¿no? pero es que además hay esta fórmula que es muy interesante
que nos relaciona la K sub P y la K sub C ¿qué es este incremento de N?
este incremento de N es la variación del número de moles de especies
químicas y gaseosas ¿sabéis aquel incremento de N que hemos comentado en
el proceso, en la reacción ese incremento de N que hemos comentado en la
relación de incremento de H e incremento de U del calor a presión
constante y del calor a volumen constante pues entonces tener presente
tener presente que ese incremento de N es el mismo ahora ¿eh? si estamos
hablando de la misma reacción nitrógeno más hidrógeno para dar
amoníaco incremento de N sería 2 menos 1 más 3 menos 2 no siempre va a
ser un número distinto de 0 a veces puede ser un número ¿eh? puede ser 0
¿de acuerdo? ¿vale? claro que puede ser 0 ¿de acuerdo? bien vamos a
continuar evidentemente que cuando sea 0 la Kp será igual a la Kc y no
tendrá unidades lógico, ¿cuándo? pues mirad esta reacción por ejemplo
yodo gas más hidrógeno gas para dar 2 dHi gas aquí incremento de N es 0
incremento de N es 0 ¿de acuerdo? muy bien equilibrios heterogéneos con
cuidado los equilibrios heterogéneos en la constante de equilibrio
aparecen los gases pero no los líquidos y los sólidos ¿eh? pero no los
líquidos y los sólidos ¿de acuerdo? es importante tenerlo presente
¿vale? luego la Kc la tenéis aquí escrita ¿eh? ¿vale? pero por ejemplo
ahora si tuviéramos esta reacción SnO2 más hidrógeno esto es sólido
esto es gas para darnos Sn estaño sólido más 2 de agua gaseosa la
constante de equilibrio de esta reacción sería la concentración de agua
al cuadrado partido de la concentración de hidrógeno al cuadrado la
concentración de agua al cuadrado partido de la concentración de
hidrógeno al cuadrado ¿de acuerdo? cociente de reacción predicción de
la dirección de reacción bueno ¿qué pasa? que nosotros podemos tener
una relación de concentraciones especies químicas que reaccionan ¿no? y
bueno de reactivos y de productos y queremos saber si está en el
equilibrio o no bueno pues esta relación de concentraciones si coincide si
esta relación de concentraciones coincide con la constante de equilibrio
evidentemente si coincide estará en equilibrio si Q es menor que K sub C
el sistema tiene que evolucionar hacia la derecha ¿eh? los reactivos se
transformarán en productos ¿vale? aumentándose la concentración de los
productos ¿eh? hasta alcanzar el equilibrio mientras que si Q es mayor que
K sub C el sistema evolucionará en sentido contrario en vez de ir hacia la
derecha irá hacia la izquierda ¿de acuerdo? irá hacia la izquierda el
sistema evolucionará en este sentido ¿eh? mientras que aquí evoluciona
hacia la derecha ¿de acuerdo? bueno el principio de Satterier es
importante nos dice que cuando un sistema de equilibrio se modifica alguna
variable el equilibrio se desplaza en el sentido que minimiza esos cambios
¿qué quiere decir que minimiza esos cambios? pues que el equilibrio se
desplaza en el sentido que tiende a contrarrestar esos cambios ¿eh? que
tiende a contrarrestar esos cambios ¿de acuerdo? importante que lo
tengáis presente ¿eh? tiende a contrarrestar esos cambios ¿sí? a
contrarrestar esos cambios entonces puede haber influencia en las
concentraciones de reactivos y productos cambios en la presión y el
volumen cambios en la temperatura bueno ¿qué pasa en esta reacción
cuando aumentamos la concentración de uno de los productos? pues que el
equilibrio se desplaza hacia la formación de los reactivos el equilibrio
se desplaza hacia la formación de los reactivos ¿no? aumentando la
concentración de PCl5 para contrarrestar ese aumento de PCl3 y haciendo
que reaccione más PCl3 con cloro ¿de acuerdo? pero al contrario pasaría
si aumentásemos la concentración de PCl5 si se añade PCl5 si se aumenta
la concentración de los reactivos el equilibrio se desplazaría hacia la
formación de productos y viceversa ¿vale? cambios de presión y de
volumen a temperatura constante claro esto es a temperatura constante ¿de
acuerdo? cuando aumenta el volumen o disminuye la presión ¿no? a
temperatura constante aumentar el volumen es lo mismo que disminuir la
presión a temperatura constante es la ley de Boyle ¿de acuerdo? entonces
cuando aumenta la presión es lo mismo que disminuir el volumen el sistema
se desplaza hacia donde ocupa un menor volumen es decir hacia donde hay un
menor número de moles de especies químicas gaseosas es decir en este caso
si yo aumento la presión el sistema se irá hacia la izquierda porque hay
uno y aquí hay dos pero si disminuyo la presión que es lo mismo que
aumentar el volumen el sistema se irá hacia la derecha porque disminuir la
presión es lo mismo que aumentar el volumen a temperatura constante ¿eso
qué quiere decir? el sistema evoluciona hacia donde ocupa un mayor volumen
como hay dos moles a la derecha y uno a la izquierda el sistema se
desplazará hacia la derecha hacia donde hay un mayor número de moles de
especies químicas gaseosas ¿y la temperatura? ¿cómo influye? pues
depende si la reacción es exotérmica o endotérmica esta reacción que
tenéis aquí es endotérmica porque incremento de H es positivo tenéis
una reacción con incremento de H positivo ¿eh? una reacción con
incremento de H positivo ¿de acuerdo? entonces si la reacción química
tiene incremento de H positivo es endotérmica al aumentar la temperatura
en una reacción endotérmica ¿eh? al aumentar la temperatura en una
reacción endotérmica ¿sí? aumenta la constante de equilibrio ¿de
acuerdo? aumenta Kc ¿sí? mientras que siempre que sea endo y viceversa si
disminuye la temperatura en una reacción endotérmica disminuye la
constante de equilibrio el sistema se irá hacia la izquierda pero si es
exo es al revés ¿eh? si es exo un aumento de la temperatura es decir, un
incremento de H negativo hace que disminuya la constante de equilibrio
disminuye Kc ¿vale? ¿de acuerdo? disminuye Kc ¿sí? ¿de acuerdo?
disminuye Kc y viceversa si disminuye la temperatura en una reacción
exotérmica ¿eh? si disminuye la temperatura en una reacción exotérmica
aumentará la Kc bueno, hablemos ahora un poco de cinética química la
velocidad de reacción nos representa la variación de la concentración
por unidad de tiempo ¿no? cuando hablamos de reactivos ponemos un signo
menos delante porque desaparece hay una disminución de la concentración
de los reactivos ¿eh? una disminución de la concentración de los
reactivos mientras que si expresamos en función de la formación de
productos tendremos un incremento ¿no? de la concentración de los
productos tendremos un signo más ¿no? fijaos aquí el signo menos ¿vale?
y aquí el signo más no está pero porque no se supone ¿no? evidentemente
ahora bien para racionalizar para que la velocidad pueda definirse por
igual con cualquier reactivo o producto lo que se hace es dividir por el
coeficiente estequimétrico siempre de manera que podemos expresar la
velocidad de una reacción química como desaparición de cualquier
reactivo con un menos delante y uno partido del coeficiente o bien con un
más y uno partido del coeficiente ¿de acuerdo? ¿qué factores afectan a
la velocidad de la reacción? la naturaleza de los reactivos claro no es lo
mismo si está en estado gaseoso que en disolución no es lo mismo si
estamos hablando de dos ácidos diferentes evidentemente que depende de
bueno del estado físico ¿no? y de la naturaleza ¿no? de quién es cada
uno porque cada uno tendrá entre comillas una energía de activación que
lo veremos después de hecho en las reacciones heterogéneas la velocidad
de reacción depende de la superficie de contacto ¿eh? es importante que
los tengamos presente la concentración pues en general aumenta la
velocidad de la reacción aumenta con la concentración de los reactivos y
entonces se define el orden de reacción ¿no? a esos exponentes que
aparecen en la ecuación de velocidad que esos exponentes no tienen por
qué coincidir con los que aparecen en la ecuación química igualada es A,
B como veis ahí pero si nosotros tenemos una reacción elemental una
reacción elemental es decir aquella que tiene lugar en una única etapa
esos coeficientes X e Y coincidirán con los coeficientes A y B solo si
tenemos reacción elemental una reacción que tiene lugar en una única
etapa el orden de la reacción con respecto de A o de B son los exponentes
y el orden total de la reacción es la suma de esos coeficientes es la suma
de esos coeficientes ¿eh? es bueno que sepáis que la constante de
velocidad que aparece ahí solo es función de la temperatura solo es
función de la temperatura y de la reacción en sí claro evidentemente
cada reacción tendrá una constante de velocidad pero no depende no
depende de la concentración de reactivos y productos y sus unidades
dependerá de la ecuación de velocidad ¿no? las unidades de K pues será
V partido concentración de A elevado a X concentración de B elevado a Y
¿no? y esta K estas unidades de K va a depender ¿eh? va a depender ¿de
acuerdo? aquí tenéis unos datos de velocidades ¿no? iniciales en
distintas experiencias daos cuenta como la el experimento 2 con respecto al
1 se duplica la concentración de A y la velocidad se duplica ¿Eso qué
quiere decir? Pues que es de primer orden con respecto de A. Porque si al
duplicar la concentración de A se duplica la velocidad, será de primer
orden. Y ahora fijaos cómo, partiendo del segundo, duplico la
concentración de B. Pues ahora la velocidad es el doble que la de B. La C
es el doble que la de B. Entonces eso querrá decir también que es de
primer orden con respecto de B. Porque al duplicar la concentración de B,
manteniendo constante la de A, se duplica la velocidad de la reacción. Por
lo tanto, la ecuación de velocidad, con sus tres experiencias, nos dice
que es de primer orden con respecto de A y de primer orden con respecto de
B. Evidentemente que las ecuaciones de velocidad son las que tenéis aquí
integradas y se pueden deducir en un proceso de integración. Que bueno, no
es que sea complicado, pero que aunque sepamos nosotros una radicción, de
orden cero, ¿cuál es la representación? No. De orden uno, de periano,
no. Y de orden dos, el inverso, no. Pues bueno, ahí estamos. Normalmente,
la mayoría de las reacciones químicas son de orden uno. De orden dos no
es tan sencillo. Pero bueno, puede haber. En un examen, pues bueno, hay que
ir con cuidado. Pero bueno, de orden cero es aquella que no depende de la
concentración, que la velocidad es independiente. Independiente de la
concentración de reactivo. Importante es el efecto de la temperatura sobre
la constante de velocidad. Y ahí tenemos la ecuación de Arrhenius. La
ecuación de Arrhenius que nos dice que la constante de velocidad depende
de una energía de activación y de una temperatura. A mayor temperatura,
mayor constante de velocidad. Donde es su par es la energía. La energía
de activación es una constante, un factor de frecuencia. Y si nosotros
tuviéramos de datos las constantes de velocidad a dos temperaturas
determinadas, podríamos calcular la energía de activación media en ese
rango de temperatura. Sustituyendo en la fórmula que tenéis aquí. ¿Sí?
Si yo conozco... Si yo conozco K1 y K2, podemos determinar la energía de
activación a partir de T1 y T2. De esas temperaturas absolutas. Bueno, la
teoría de colisiones es importante, ¿no? La velocidad de reacción es
proporcional a la frecuencia de las colisiones, a la fracción de
moléculas activadas. Es decir, que posean mayor energía que la energía
de activación. Esa energía que tienen que vencer para transformarse al
producto. Y después, que el choque tenga la... La orientación adecuada.
Entonces, hay como tres parámetros, ¿no? La frecuencia, la fracción de
moléculas activadas y la probabilidad. Es decir, que el choque tenga la
orientación adecuada. Evidentemente que al aumentar la temperatura,
aumentará la fracción de moléculas activadas. Con mayor energía que la
energía de activación para poder transformarse en productos. ¿De
acuerdo? La teoría del estado de transición, que es importante también,
nos habla de que se forma un compuesto intermedio, inestable, de alto
contenido energético, de tiempo de vida media muy corto. De tiempo de vida
media muy corto. Tiempo de vida media muy corto, en el cual se estarían
rompiendo los enlaces de los reactivos y se estarían formando los enlaces
de los productos. ¿Eh? Estarían rompiendo los enlaces de los reactivos y
se estarían formando los enlaces de los productos. ¿Vale? Entonces, este
compuesto intermedio se llama complejo activado, ¿no? Y ese estado se
llama estado de transición, que tiene un alto contenido energético. La
barrera energética de los reactivos a ese estado de transición se le
llama energía de activación de la reacción directa. Mientras que de
productos a ese punto, energía de activación de la reacción inversa.
Claro, aquí lo que hay... Aquí el dibujo es una reacción endotérmica.
¿Por qué? Porque el incremento de H es positivo. El contenido energético
de los productos es mayor que de los reactivos. Pero muchas reacciones
químicas es lo contrario. La... El incremento de H es negativo, ¿eh? Y la
energía, la variación, ¿no? La variación. La variación de entalpía,
¿eh? La variación de entalpía es negativa y la energía de activación
de la reacción inversa será mayor que la directa. A lo contrario que
aquí. Si acaso, os lo voy a poner aquí en una... En la pizarra, para que
lo tengáis presente. ¿Vale? Reactivos y productos. ¿De acuerdo? Ay,
perdona. Y aquí tendríamos el complejo activado. Aquí tendríamos una
energía de activación de la reacción directa y una energía de
activación de la reacción inversa. Y... Aquí tendríamos... Tendríamos
un incremento de H negativo. ¿Vale? De manera que este incremento de H es
la energía de activación directa menos la energía de activación
inversa. ¿De acuerdo? Vamos a seguir. Bueno, ya lo hemos comentado. Bueno,
el mecanismo, la mayoría de las reacciones químicas tienen lugar en una
serie de etapas, ¿no? Y el ritmo de moléculas que interviene en cada
etapa, pues... En un proceso elemental se llama la molecularidad, ¿no? Un
proceso elemental, recordaos que es aquel que tiene lugar en una sola
etapa. Y era aquel donde coincidía la ecuación de velocidad, los
coeficientes estequiométricos, ¿no? ¿Con? Los coeficientes
estequiométricos con los exponentes de la ecuación de velocidad. Hay que
saber que la etapa más lenta, ¿no? Es la que limita la velocidad de
reacción. Bueno, los catalizadores. Esto es importante. Los catalizadores
no modifican el equilibrio químico. No modifican la constante de
equilibrio. En teoría no se consumen, se recuperan al final. Lo que pasa
es que los catalizadores antes o después se envenenan. Y no son de uso
infinito, ¿eh? Lo que hacen es modificar la velocidad de la reacción,
tanto directa como inversa. ¿Cómo? ¿Cómo se justifica? Pues
estabilizando el estado de transición. Estabilizando el estado de
transición, ¿eh? Se puede, digamos, justificamos... Justificamos la
acción del catalizador. Ese incremento de la velocidad de la reacción,
¿de acuerdo? Y por último, aquí os habla de la catálisis homogénea,
que está en una misma fase, y heterogénea en distintas fases, ¿no? Donde
aquí se tiene que producir la absorción de los reactivos en la superficie
del catalizador, ¿de acuerdo? En este caso. ¿Eh? A ver... La pizarra...
Un momentito... Aquí está... ¿No? Un catalizador, ¿no? un catalizador
lo que hace es estabilizar el estado de transición esta energía de
activación de la reacción directa es menor y también la energía de
activación de la reacción inversa las dos son menores nos queda un
poquito si hay alguna cosita de estas aquí, por ejemplo bueno dice aquí
un sistema recibe una cantidad de calor de 3.000 calorías calor más 3.000
calorías y realiza un trabajo de 5 kilojulios ¿cuál es la variación que
experimenta su energía interna? bueno, el criterio que ha tomado aquí en
la presentación sería menos 5 kilojulios donde la variación de energía
interna sería calor más trabajo ¿de acuerdo? trabajo sería menos P
incremento de V cuando el gas se expande con este criterio sería negativo
el trabajo realizado por el sistema que es el criterio del signo es menos
egoísta o químico lo que tendríamos que hacer para hacer esto es pasarlo
todo en mismas unidades es decir, las 300 calorías hay que pasarlo a
julios se multiplicaría por 4,18 julios y los menos 5 kilojulios habría
que pasarlos a julios por lo tanto serían 3.000 por 4,18 menos 5.000
serían julios ¿de acuerdo? bien ahora la siguiente, la 6 nos dicen que a
750 la presión total es de 32 milímetros de mercurio y la presión del
agua 23,7 ¿cuál sería el valor de la K sub P? bueno, la K sub P esta
reacción ya la hemos puesto antes casualmente sería la presión parcial
del agua al cuadrado partido de la presión parcial del hidrógeno al
cuadrado por lo tanto esta K sub P sería ¿cuál sería la presión
parcial del agua? 23,7 al cuadrado ¿y la del hidrógeno? pues 32 menos
23,7 al cuadrado da igual que sean milímetros de mercurio sí porque aquí
están al cuadrado y podría dividir por 760 sí, pero el resultado sería
el mismo ¿eh? es una constante de equilibrio que es adimensional al ser
una constante de equilibrio adimensional no tener unidades ¿no? entonces
no tiene que ser un problema el que trabajemos con milímetros de mercurio
y dejemos este cociente de milímetros de mercurio al cuadrado arriba y
abajo ¿de acuerdo? fijaos aquí este ejercicio el 2 dice ¿en cuál? creo
que así será casi lo último ¿eh? ¿en cuál de las siguientes
reacciones un aumento de volumen conduce a un incremento de formación de
los productos? bueno aquí estamos hablando de châtelier ¿no? estamos
hablando de châtelier un aumento del volumen a temperatura constante
supone que el equilibrio se desplaza hacia donde hay un mayor número de
moles de especies químicas gaseosas un mayor número de moles de especies
químicas gaseosas un aumento de volumen entonces en este caso aumentar el
volumen al aumentar el volumen el equilibrio se desplaza hacia la derecha
en el primero ¿eh? aumentaría hacia la derecha en el primero al aumentar
el volumen ¿por qué? porque tenemos cero de gases a la izquierda y dos a
la derecha en el segundo como tenemos dos moles a la izquierda y uno a la
derecha al aumentar el volumen se iría hacia la izquierda y en el tercero
tenemos el mismo coeficiente a la derecha y a la izquierda tenemos el mismo
número de moles de especies químicas a la derecha y a la izquierda ¿eh?
entonces la C no viene influenciada por la variación de volumen la C no la
B se iría hacia la izquierda que es hacia donde ocupa mayor volumen y la A
se iría hacia la derecha porque hay dos moles de especies químicas
gaseosas y a la izquierda hay cero porque el otro es un sólido entonces
sería la A ¿eh? ¿vale? bueno pues hemos hecho estos tres ejemplos ¿no?
deseando pues que os sea de utilidad muchas gracias gracias