Bien, vamos a desarrollar esta sesión de química y vamos a ver hoy
equilibrio químico. Equilibrio químico tal como se va previsto. Bien, en
primer lugar hay que recordar que una reacción reversible quiere decir que
va a tener lugar en ambos sentidos, hacia la derecha y hacia la izquierda.
Y nosotros vamos a poder representar una ecuación reversible, una
reacción química reversible, mediante una doble flecha. Un momentito.
Así. ¿Vale? Esto es lo que nos indica que una reacción química es
reversible. Es decir, es una reacción que puede tener lugar en ambos
sentidos. Perdón. Se define constante de equilibrio en función de las
concentraciones. Como a la relación de las concentraciones de las especies
químicas que se encuentran a la derecha de la reacción química, elevado
a los coeficientes estequiométricos, partido por la concentración de las
especies químicas que se encuentran a la izquierda, también elevado a los
coeficientes estequiométricos. Digo derecha e izquierda porque así como
está escrita la reacción química A más B para la C más D, a la
izquierda serían reactivos y a la derecha serían productos, pero puede
ser que nos la escriban de esta manera, y que nuestro reactivo sea lo que
tenemos a la derecha, y el sistema evolucione de derecha a izquierda o de
izquierda a derecha. Por eso prefiero utilizar esta terminología.
Importante que sepamos que las constantes de equilibrio son función de la
temperatura y son propias de cada reacción química, y de cómo está
igualada esa reacción química. porque la misma relación química en
función de los coeficientes estequiométricos tendrá distinta constante
de equilibrio si bien estarán relacionadas estas constantes de equilibrio
en función de esos coeficientes estequiométricos. Importante también
indicar que en la expresión de la constante de equilibrio sólo se
incluyen las concentraciones de las especies químicas gaseosas y o en
disolución, mientras que las especies químicas que están en estado
sólido o líquido tienen una concentración esencialmente constante y ya
van incluidas dentro de la constante de equilibrio. No se indican sus
concentraciones. Bien, aquí tenemos por ejemplo en esta reacción de
formación del yoduro de hidrógeno a partir del yodo y del hidrógeno.
¿Cuál sería la expresión de la constante de equilibrio? Pues lo que
tenéis aquí indicado. Esta relación de concentraciones de productos y de
reactivos elevado a los coeficientes de equilibrio. Los coeficientes
estequiométricos, ¿vale? Pero como os decía, esto depende de cómo está
igualada la ecuación. Fijaos si nosotros la igualamos de esta manera con
estos coeficientes. ¿Cuál sería la expresión? Pues la expresión ya no
sería la misma. Sería Kc igual a una relación de concentraciones que lo
podríamos indicar de la siguiente manera. ¿Vale? Aquí. Seríamos Hi,
¿vale? Partido la concentración de H2 y Di2. elevado a un medio, elevado
a un medio, ¿vale? Hay una relación entre estas dos constantes, sí. Nos
damos cuenta que al multiplicar por 2 la reacción, la constante es al
cuadrado, o lo que es lo mismo. Si dividimos por 2, sería la raíz
cuadrada. Entonces, un momentito, que no es correcto lo que acabo de
escribir. Es decir, Kc sería Kc' elevado al cuadrado, en este caso,
¿vale? Elevado al cuadrado, ¿vale? O si queréis, esta segunda constante
de equilibrio sería la raíz cuadrada de la primera. Multiplicar por 2 una
ecuación química supone elevar al cuadrado la constante de equilibrio.
Dividir por 2 supone la raíz cuadrada. Multiplicar por 3, pues elevar al
cubo. Evidentemente. ¿De acuerdo? Bueno, ¿cuáles serían las expresiones
de las constantes de equilibrio de estas reacciones que tenemos aquí?
Pues, mirad, las concentraciones de las especies químicas que tenemos a la
derecha partido de las que tenemos a la izquierda. Elevados los
coeficientes estequiométricos. Pero, fijémonos en dos en concreto. Las
dos últimas. ¿No? Porque en las dos últimas nos aparecen equilibrios que
se llaman heterogéneos. ¿Qué es un equilibrio heterogéneo? Aquel en que
las especies químicas tienen más de una fase. Démonos cuenta que en la
reacción C tenemos dos sólidos y una especie química gaseosa. En la D
tenemos dos sólidos y dos gases. Y hemos dicho antes que las constantes de
equilibrio sólo aparecen en las especies químicas en estado gaseoso o en
disolución. En ningún caso sólidos o líquidos. Porque sus valores, sus
valores de concentraciones en el equilibrio son esencialmente constantes y
aparecen ya en la reacción C. Incluidos en los valores de Kc o Kp cuando
lo veamos después a continuación. Veamos bien, no nos equivoquemos y no
incluyamos nunca concentraciones de especies químicas sólidas o
líquidas. Significado de Casus C, ¿qué queremos decir? Bueno, cuando el
equilibrio está muy despazado hacia la formación de productos, la Casus C
es muy grande. Fijaos aquí como la concentración de producto aumenta con
el tiempo y al final es netamente superior a la que queda de reactivo.
Está muy desplazado hacia la formación de productos. Aquí, en el segundo
ejemplo, vemos unas concentraciones ya más similares. Los productos no
llegan a ser superiores las concentraciones a los reactivos. Y por último,
fijaos como en este tercer caso la concentración de los productos es muy
inferior a la de los reactivos en el equilibrio. Es muy inferior a la de
los reactivos en el equilibrio. Vamos a ver este ejemplo de esta reacción.
A ver cómo lo podemos trabajar. En un recipiente de 10 litros se
introducen 4 moles de nitrógeno y 12 moles de hidrógeno. Y nos dicen que
en el equilibrio se forman 0,92 moles de amoníaco. Vamos a ver cuáles son
las concentraciones en el equilibrio y la constante de equilibrio. Bien,
tenemos aquí una reacción reversible. Y la hemos igualado de esta manera,
poniendo coeficientes 1, 3 y 2. Es imprescindible hacerlo así. No me lo
indica el enunciado. El enunciado debería indicarme... ¿Qué es lo que
quiere que hagamos? Si con estos coeficientes o con un medio, tres medios y
uno. Pero bueno, no hay problema. Si no me lo indica, tenemos esa libertad.
Entonces, hay un dato muy interesante. Que nos dicen que en el
equilibrio... En el equilibrio tenemos 0,92 moles de amoníaco. ¿Eso cómo
lo utilizamos? Pues sabemos que si llamamos X a los moles de nitrógeno que
reaccionan, tendremos en el equilibrio 4 menos X. De hidrógeno, 12 menos
3X. Y de amoníaco, 2X. Ah, luego 2X es 0,92. ¿Esto qué implica? Si 2X es
0,92, esto implica que la X será igual a 0,46. X será a 0,46 moles,
¿vale? Que es lo que está aquí sustituido, como podéis ver. 0,46 aquí,
como son 3X, 0,46 por 3. Y aquí, como es 2X, es 0,92. Me lo da el
enunciado. Eso serían, por lo tanto, los moles en el equilibrio. ¿Y
cuáles serían las concentraciones? Hay que dividir por el volumen. No nos
olvidemos de dividir por el volumen para obtener las concentraciones. Las
concentraciones son moles partido por volumen, molaridad. Esas son las
concentraciones. Entonces, los moles serían... Moles por litro,
concentraciones en el equilibrio. Estas mismas cantidades dividido por 10.
¿Y cómo tendríamos? ¿Cuál sería el valor de la K sub C? Pues aquí
tenéis la expresión, ¿no? Y sustituiríamos las concentraciones en el
equilibrio. Sustituiríamos las concentraciones en el equilibrio. ¿Dónde?
¿Cuáles serían las unidades? Fijaos. Tendríamos molaridad al cuadrado
en el numerador y molaridad a la cuarta en el denominador. Por lo tanto, al
final tendríamos... Tendríamos molaridad a la menos 2. Las unidades de
esta constante de equilibrio, que insisto, está su valor y sus unidades,
está condicionado a cómo está igualada esta reacción química. A cómo
está igualada la reacción química. ¿De acuerdo? Vamos con otro ejemplo.
Aquí tenemos la disociación del pentacloruro de fósforo, anticloruro de
fósforo y clorogaseoso. Nos dice que la constante de equilibrio es 0,48 y
nos piden calcular la composición molar en el equilibrio. ¿Qué es lo
primero que tenemos que hacer? Mirad, lo primero que tenemos que hacer
siempre en el ámbito estequiométrico es convertir a moles. Esos 3 gramos
de PCl5 con la masa molecular que son 208 tendremos los moles iniciales de
PCl5. ¿Qué tendremos en el equilibrio? Pues si llamamos X a los moles de
PCl5 que se disocian, tendremos 0,48. 0,44 menos X, X y X. Porque la
relación estequiométrica en esta reacción es 1, es a 1, es a 1. ¿De
acuerdo? Bien. Pues entonces dividimos por el volumen. Ojo porque en la
expresión de la constante de equilibrio se indican concentraciones, no
moles en el equilibrio, sino concentraciones. Entonces hay que dividir por
el volumen. Algunas veces se simplificará el volumen, otras no. En este
caso no se simplifica. Si podemos simplificar, si queremos, ¿no? Un 0,25
con un 0,25, pero nos queda el otro 0,25. No podemos omitir los volúmenes
de entrada. ¿De acuerdo? Y ahora aquí tendríamos que resolver una
ecuación de segundo grado. Ya tenemos aquí la solución de esta ecuación
de segundo grado, pero quiero hacer hincapié en un detalle importante.
¿Qué solución tiene significado químico de las dos que me va a dar
cualquier ecuación de segundo grado? Pues esto es importante que lo
tengáis muy claro. Quiere decir que la x ha de ser siempre mayor que 0 y
siempre ha de ser menor que los moles iniciales que tengamos. menor de los
moles iniciales que tengamos, en este caso 0,0144. ¿Por qué? Porque no me
pueden quedar nunca moles negativos. Si la X fuese más grande que este
número, me quedaría en el equilibrio moles negativos y eso carece de
significado químico. Ni me pueden dar moles negativos tampoco. ¿De
acuerdo? Bueno, pues ya hemos solventado este ejercicio. Pero bien, es que
las constantes de equilibrio no tienen por qué darse exclusivamente en
función de las concentraciones. También se puede dar en función de las
presiones parciales, pero esto solo en el caso que intervengan especies
químicas gaseosas. Y de hecho, suele ser más fácil trabajar con
presiones parciales cuando tenemos gases que con concentraciones. Pero
también es cierto que os podéis encontrar problemas indistintamente con
Kc y con Kp, y sobre todo que relacionen las dos constantes. Y ojo,
también en el sentido de que en función de los datos del enunciado,
trabajemos con una o con otra. Normalmente, si nos dan el volumen del
recipiente, trabajaremos con la Kc. Y si nos dan la presión total, o nos
piden la presión total, intentaremos trabajar con la Kp. Trabajar con la
Kp supone muchas veces ayudarnos de la ecuación de los gases ideales, P
por V igual a nRT. ¿Eh? P por V. Igual a nRT. Donde podemos expresar P, la
presión parcial de cada uno de los gases, y por lo tanto, n, el número de
moles de cada gas. Entonces, ¿cómo sería la Kp? Bueno, pues la Kp sería
una expresión análoga a la Kc, donde en lugar de tener concentraciones,
tenemos presiones parciales. Y fijaos cómo tenemos aquí la expresión de
la Kp. Siempre, presiones parciales de lo que tenemos a la derecha elevado
a los coeficientes estiquiométricos, dividido las presiones parciales de
las especies químicas que tenemos a la izquierda, también elevado a los
coeficientes estiquiométricos. Veamos este ejemplo. Lo que pretendemos
aquí es buscar una relación entre la Kp y la Kc. Esta es la reacción de
oxidación del dióxido de azufre a trióxido de azufre. Vemos que esta
reacción, así como está igualada, los coeficientes son 2, 1, 2. Por lo
tanto, la Kp sería la presión parcial del SO3 al cuadrado, como tenéis
aquí indicado, y la presión parcial del SO2 también al cuadrado y la
presión parcial del O2. Si hubiéramos igualado con fracciones, sería
diferente, evidentemente. Entonces, ¿cómo podemos convertir esta en Kc?
Pues recordar la ecuación de los gases ideales, que es P por V igual a
nRT. Si paso el volumen dividiendo, tengo n partido por V, que es la
concentración. Por lo tanto, yo puedo sustituir la presión parcial por la
concentración y por RT. Y, evidentemente, en cada caso elevado al
coeficiente secundario. En este caso concreto, si lo hacéis y
simplificamos, me queda por RT elevado a menos 1. ¿Y qué es este menos 1?
Menos 1 es incremento de n. Incremento de n es 2 menos 2 más 1. Entonces,
ahora lo veremos. Esta es la variación, una fórmula genérica, que nos
relaciona la Kp con la Kc. Esta fórmula genérica la tenéis que aprender,
¿eh? Pues no vais a deducirla cada vez, ¿no? Y hay que tener bien claro
lo que representa incremento de n. Incremento de n, en esta reacción
genérica, sería C más D menos A menos B. C más D menos A menos B. Es
decir, es la variación dinámica. De número de moles de especies
químicas gaseosas. Productos menos reactivos. Incremento de N. Productos
menos reactivos. ¿De acuerdo? Vamos a ver este otro ejemplo. Dice la
constante de equilibrio de esta reacción de disociación del tetraóxido
de dinitrógeno en dióxido de nitrógeno vale 0,671. Calcule la presión
total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado de N2O4 a 10
atmósferas. Ojo, presión 10 atmósferas. ¿Vale? Lo que hemos llenado a
10 atmósferas. Entonces, ¿qué nos pide aquí? Pues la presión total en
el equilibrio, ¿no? Bueno, vamos a ver lo que hemos introducido de N2O4,
¿no? Que lo podemos calcular con la expresión de antes que nos relaciona
a la concentración, la presión RT. Y vemos que es una concentración 0,38
molar. 0,38 molar. Fijaos que a nosotros nos dan la constante Kc. ¿No?
Alguien puede decir, ¿y no podría calcular la Kp? Sí. Y podríamos
intentar trabajar con la Kp para calcular la presión parcial del otro
componente y después calcular la presión total también. Pero bueno,
aquí se ha elegido trabajar con la Kp. Kc. Tenemos la concentración ya,
0,38 molar. Ojo, no son los moles, ya era la concentración, ¿eh? ¿De
acuerdo? Entonces, tenemos moles iniciales, moles en equilibrio. Fijaos que
la relación estequiométrica de la reacción es 1, esa 2, y al ser 1, esa
2, esta reacción, al ser 1, esa 2, se nos formarían 2x moles de N2 por
cada x moles de N2O4 que reacciona. Que reacciona. Entonces, la K sub C
sustituiríamos las concentraciones elevadas a los coeficientes
estequiométricos y la X sería 0,18. ¿Vale? Es una ecuación de segundo
grado y quiero insistir que la X, cuando tenemos que resolver la ecuación
de segundo grado, ha de ser positiva y más pequeña que 0,38 para que no
me queden ni concentraciones, no me pueden quedar concentraciones
negativas, ni de reactivos ni de productos. Por ello, la X tiene que estar
siempre en este intervalo. Vamos a ver, por lo tanto, ¿no? ¿Cuál sería
la presión total? Bueno, si ya sabemos las concentraciones, aquí podemos
calcularlo. Bueno. La ecuación de los gases ideales, calcular la presión
total con la concentración total, que será la suma de concentraciones. O,
también, lo que podemos hacer es calcular la presión parcial de cada uno
de ellos, porque la presión total sería la suma de la presión parcial
del NO2O4 más la presión parcial del NO2. Si queremos calcular la
presión parcial de cada uno de ellos con su concentración y después
sumamos, nos va a dar lo mismo al final. ¿De acuerdo? También, como os
decía antes, podríamos haber trabajado... con presiones, calculando la K
sub P. La K sub P sería la presión parcial del NO2 al cuadrado partido de
la presión parcial del NO2O4. Habría que calcular la K sub P con la
fórmula K sub C por RT elevado al incremento de N. Y después, la presión
parcial del NO2, ¿no? Claro. Le puedo llamar 2X, ¿no? Y la presión del
NO2O4 en el equilibrio sería la inicial, la presión inicial... Que eran
10 atmósferas, ¿sí? Que eran 10 atmósferas menos X. Siendo X la
presión parcial de N2O4 que reaccionaría, es decir, pensar que la
presión parcial está directamente relacionada con qué? Con la
concentración. Entonces, X sería, ¿no?, lo que reaccionaría. Saldría
una X determinada, cogería la X que se fuese positiva y menor que 10, y al
final nos daría lo mismo, ya sea directamente de esta manera o de la otra
forma. ¿De acuerdo? Seguimos. Bien, órdenes de magnitud de Kc y Kp.
Bueno, podemos tener Kc, un valor muy grande, un valor, fijaos en esta
reacción, de formación del cloruro de hidrógeno a partir de hidrógeno y
clorogás. En esta ocasión, vemos que la constante de equilibrio es del
orden de 10 elevado a 33. ¿Esto qué quiere decir? Bueno, pues, quiere
decir que el equilibrio está prácticamente totalmente desplazado hacia la
formación de productos. Totalmente desplazado hacia la formación de
productos. ¿Sí? Bien. Ahora bien, ¿qué pasa cuando es un valor
aproximado de 55, como veis aquí? Dices, bueno, ¿y ahora qué ocurre
aquí? Bueno, esto sí que ya hay como un equilibrio, hay concentraciones
significativas de reactivos y productos, mientras que en el primer caso
prácticamente sólo hay HTL, no queda prácticamente nada de hidrógeno y
de cloro. Aquí sí que hay cantidades significativas de los dos. Y, por
ejemplo, en el último caso, cuya constante es del 10 elevado a menos 31,
podemos decir que prácticamente no se forma nada de monóxido de
nitrógeno. No se forma prácticamente nada de monóxido de nitrógeno.
Vamos a ver, ¿qué es esto del grado de disociación? Muchas veces, cuando
trabajemos, estudiamos equilibrios químicos, vamos a trabajar con el grado
de disociación. ¿Y qué representa el grado de disociación? por los
moles, ¿no?, de reactivo que se disocian, que se disocian por mol, por
mol. Así cuando nosotros trabajemos un equilibrio con grado de
disociación, siempre tomaremos de base de cálculo 1, 1, ¿eh?, y diremos
que es 1 menos alfa. 1 menos alfa, ¿no?, porque alfa son los moles que se
disocian por mol, por mol inicial que tenemos. Evidentemente que puede ser
que no tengamos inicialmente un mol, sino que tengamos cualquier número de
moles. Entonces ahí lo multiplicaremos por n sub 0, lo veremos en el
siguiente ejemplo. Pero esto también es cierto que podemos trabajar
siempre con la x y después calcular la alfa, porque la alfa va a ser los
moles que reaccionan, x partido de los moles iniciales, es decir, si es una
reacción donde se disocia un mol, la alfa puede ser x partido n sub 0,
¿eh?, por ejemplo, en la reacción anterior, n 2 o 4, para dar 2 de n o 2,
podría poner 1 menos alfa y 2 alfa, ¿eh?, y todo multiplicado por n sub 0
siendo el número de moles iniciales. Entonces, la x que teníamos antes y
la alfa están relacionadas con esta ecuación. Importante si queréis
tener una referencia, ¿eh?, sin necesidad de plantearlo con alfas, sino
que con esta fórmula se puede calcularla. Bien, aquí tenemos otro
ejemplo, ¿no?, donde tenemos que un matraz de 5 litros se introduce en dos
moles de PCl5, un mol de PCl3 y se establece el equilibrio siguiente,
¿vale? Entonces, sabiendo que K sub c vale 0,042, nos piden cuáles son
las concentraciones en el equilibrio. Fijaos como ahora introducimos 2, 1 y
0. ¿Hacia dónde se va a desplazar este sistema? ¿Sólo puede desplazarse
hacia la derecha? Porque no hay nada de cloro molecular, si no hay cloro
molecular, ¿qué ocurre? Si no hay cloro molecular, pues que no puede
combinarse con PCl3 y dar PCl5, sino que tiene que disociarse el PCl5, PCl3
y Cl2, ¿de acuerdo? Y tendremos los moles en el equilibrio, si llamamos X,
a los moles de PCl5 que se disocian, ¿vale? Que se disocian, muy bien,
pues estos serían los moles en el equilibrio, y hay que dividir por el
volumen para tener concentraciones, no nos olvidemos de dividir por el
volumen, independientemente que después algunos de ellos se puedan
simplificar, algunos de ellos se puedan simplificar, ¿de acuerdo? Bien,
entonces la Kc sería los moles que tenemos de productos, ¿no? Dividido
por los volúmenes, ¿no? Y a partir de aquí... Aquí tengo una ecuación
de segundo grado otra vez, y esta ecuación de segundo grado, ¿qué
ocurre? Bueno, pues que, como antes, insistimos, la X ha de ser mayor que 0
y menor, en este caso, que 2. ¿Por qué menor que 2? Pues porque no puede
quedarme moles negativos. ¿Por qué mayor que 0? Porque no pueden aparecer
moles negativos, ¿de acuerdo? Bien. Bueno, estas serían las
concentraciones en el equilibrio, ¿no? ¿Y cuál sería el grado de
disociación? Bueno, el grado de disociación sería alfa, sería X partido
N sub cero. Y en este caso, ¿qué sería? 0,28 partido por 2. Por lo
tanto, 0,14, porque el número de moles iniciales es 2, ¿de acuerdo? Lo
tenéis aquí, ¿no? Bien, pues, alfa sería 0,14 y, ojo, siempre se suele
dar en tanto por cien después. Entonces multiplicamos por cien y diremos
que el grado de disociación es del 14%, del 14%, cuidado, del 14%. Pero
cuando lo vamos a sustituir en la fórmula, nunca pondremos en tanto por
cien, hay que ponerlo en tanto por uno, ¿eh? Aquí tenéis un ejemplo de
alfa que es más típico, lo veremos con más detalle en el tema de ácido
base, porque de especies químicas gaseosas no es tan habitual que una
molécula me dé dos moléculas, ¿no? Y trabajamos y nos vaya bien
trabajar con concentraciones. Pero bueno, ahí está el ejemplo. Tomamos de
base de cálculo uno, por lo tanto, en el grido tendré uno menos 1. Alfa,
alfa y alfa. Pero claro, esto si yo parto de una concentración uno molar,
pero si yo parto de una concentración cualquiera c, tengo que multiplicar
todo por c. Y a partir de ahí sustituir en la expresión de la constante
de equilibrio y vemos qué relación hay entre la Kc, alfa y la
concentración. Ni que decir tiene que si alfa es muy pequeña, si alfa es
muy pequeña, menos del 5%, el 1 menos alfa se puede aproximar a 1. Y nos
queda una expresión de la constante de equilibrio más sencilla. ¿No? Y
más fácil de calcular los parámetros alfa. Bien, vamos a ver aquí en
este otro ejemplo que nos dice que en un matraz de 5 litros se introducen
dos moles de PCl5 y un mol de PCl3. Y se establece el siguiente equilibrio.
¿De acuerdo? Sabiendo que Kc es 0,042, ¿cuáles son las concentraciones
de cada sustancia en el equilibrio y cuál es el grado de disociación?
Bueno, dice... Kc es un matraz de 5 litros. Se introducen dos moles de PCl5
y un mol de PCl3. Aquí ya dividimos por el volumen para tener las
concentraciones. Se puede hacer antes o después, como queráis. 2 partido
por 5, 1 partido por 5. ¿No? De acuerdo. Entonces, llamamos alfa, ¿no?
Llamamos alfa a los moles de PCl5 que se disocian por mol. Entonces me
quedará en el equilibrio 1 menos alfa. Pero ojo, ya tenía de PCl3 0,2.
Luego en el equilibrio de PCl3 tendré el 0,2 más el alfa que me aparece.
Y de cloro el alfa. Pero ojo, yo no tengo una concentración 1 molar de
PCl5. Tengo una concentración 0,4 molar. Luego, ese término que lleva
alfa tiene que ir multiplicado por 0,4. El 0,2 no, ¿eh? Cuidado. El 0,2
no. Este 0,2 no se multiplicaría. Porque es a una concentración inicial
que tenemos. Unos moles iniciales que tenemos. De acuerdo. Un quinto, ¿eh?
Esa concentración 0,2 es lo inicial. Lo que me aparece es 0,4 alfa y 0,4
alfa. ¿De acuerdo? Bien. Entonces. Entonces, si sustituimos la expresión
de Casus C, volvemos a tener una ecuación de segundo grado. Una ecuación
de segundo grado. Y de hecho alfa no se puede despreciar porque alfa es
significativa. No tiene un valor muy pequeño. Un valor muy pequeño supone
del orden de 10 elevado a menos 5. Y no es el caso. Por lo que hay que
resolver una ecuación de segundo grado. Y como antes, ojo, de las dos
soluciones, alfa siempre mayor que cero y menor que la unidad. En este
caso. ¿Eh? ¿De acuerdo? 0,14, ¿eh? Bueno. Ahora aquí nos dice, ¿cuál
sería el grado de disociación? No. ¿No? Tenemos un equilibrio si solo
ponemos dos moles de PCl5, si solo ponemos dos moles de PCl5, bueno, si
solo ponemos dos moles de PCl5, ahora ya no tenemos nada inicialmente de
PCl3 y por lo tanto el planteamiento es muy similar al anterior pero más
sencillo, ¿no? No tenemos una concentración inicial de PCl3 y nos damos
cuenta, ¿no?, que otra vez alfa, ¿no?, tiene un valor significativo, un
27,6%, alfa en tanto por ciento es 27,6%, 27,6% sería el alfa, ¿vale?, un
27,6% el alfa, ¿vale? Es significativo, no puedo despreciarlo. El 0,27,6%
con respecto a 1, ¿vale? Bien, seguimos. Aquí tendríamos las
concentraciones en el equilibrio, ¿no? Ya habíamos partido de
concentraciones, pues, 1, 1 menos alfa, alfa y alfa, partido, multiplicado
todo por la concentración inicial que es 0,4. Y si queremos saber el
número de moles en el equilibrio, porque aquí hemos empezado trabajando
con concentraciones, hay que recordar que la concentración, si queréis,
la molaridad es igual al número de moles partido por el volumen, por lo
tanto, el número de moles será igual a la molaridad multiplicado por el
volumen, la molaridad multiplicado por el volumen sería el número de
moles, ¿vale? El número de moles es la molaridad multiplicada por el
volumen. ¿De acuerdo? Bien, pues aquí tendríamos los números de moles
en el equilibrio. Vamos con otro ejemplo. Dice aquí, a 450 grados
centígrados y 10 atmósferas de presión, el amoníaco está disociado un
95,7%. Fijaos, ¿no? Según esta reacción que tenéis aquí, y fijaos
cómo está igualada, porque nos piden la Kc y la Kp de esta reacción
igualada de esta manera, con coeficientes 2, 1, 3. No podemos modificar la
igualación cuando me la dan igualada de una manera, porque la presión de
la Kc o Kp, si en lugar de poner 2, 1 y 3 ponemos 1, 1 medio y 3 medios,
será diferente, ¿no? Sería la raíz cuadrada. Bien, vamos a partir,
¿no? Vamos a partir de un mol, partimos de un mol, tomamos de
referencia... de referencia a un mol de amoníaco, ¿no? Y se disociarán
alfamoles de amoníaco, porque ya definimos alfa como los moles, ¿no? Los
moles de la especie química que se disocian por mol, 1 menos alfa. Pero
hay que ir con cuidado ahora, porque aquí tenía un coeficiente 2, ¿lo
veis? Y ahora solo es 1, pues si le llamo alfa, lo que se me disocian de
amoníaco, serán alfa medios, será alfa medios, ¿no? Lo que aparecerá
de nitrógeno, alfa medios, la mitad. ¿Y cuánto más aparecerá de
hidrógeno? Pues el triple que lo de nitrógeno. Si de nitrógeno era alfa
medios, de hidrógeno será el triple, 3 alfa medios. Y todo ello sería
multiplicado por n, siendo n el número de moles iniciales de amoníaco que
los desconocemos, lo desconocemos, ¿no? A partir de aquí, nosotros
podríamos calcular el número de moles totales en el equilibrio, que
sería la suma de los tres componentes, ¿vale? ¿Sí? De manera que el
número de moles totales sería 1,957 por n. Entonces, si nosotros queremos
calcular, por ejemplo, la K sub p, necesito conocer las presiones parciales
de cada uno de los gases que tenemos aquí. ¿Y a qué es igual la presión
parcial con la ley de Dalton? La presión parcial de un gas es igual a su
fracción molar por la presión total, ¿vale? ¿Y qué sería aquí la
fracción molar? Pues los moles de amoníaco partido de los moles totales,
¿eh? Los moles totales. Si sustituimos, ¿no? Y ponemos la presión total,
que nos dice que es de 10 atmósferas, podemos sacar la presión en el
equilibrio de amoníaco. Y así sucesivamente de los otros componentes,
como es el nitrógeno. Y el hidrógeno, que tiene esa relación de alfa
medios y 3 alfa medios, como hemos visto. ¿Vale? Y a partir de aquí,
fácilmente, una vez que tenemos las presiones parciales, podemos
determinar la K sub p. La K sub p, que es la constante de equilibrio en
función de las presiones parciales. De las presiones parciales. ¿Vale?
Fijaos que está elevado a los coeficientes equimétricos de la reacción.
Y después podemos obtener la expresión de K sub c. También, fácilmente,
con esta fórmula. K sub p es K sub c por RT elevado a incremento de n.
¿Qué valdrá aquí el incremento de n? Sería 1 más 3 menos 2. 2. ¿Y
qué unidades tendrán aquí la K sub p y la K sub c? Fijaos. La K sub p,
como es presión al cubo por presión partido de presión al cuadrado,
sería presión al cuadrado. Mientras que abajo la Kc sería lo mismo pero
con molaridad, lo mismo pero con molaridad al cuadrado. Lo podemos deducir
con las unidades de la constante de los gases ideales o bien pensando que
si escribimos la reacción quedaría en el numerador concentración por
concentración al cubo, que es concentración a la cuarta, partido
concentración al cuadrado, que es concentración al cuadrado y se elevado
a 2. 4 partido por 2, perdón, 4 menos 2 porque son los exponentes, se
restan los exponentes, me daría en este caso las unidades. Bien, hay más
métodos para resolverlo, ¿no? Como podéis ver aquí, pero que al final
saldrá lo mismo, saldrá lo mismo, un método que otro. ¿De acuerdo? Sin
necesidad de calcular las presiones parciales, ¿no? Se puede hacer
calculando primero las concentraciones, ¿no? Y por lo tanto la Kc. Vamos a
hablar ahora del cociente de reacción. Fijaos, nosotros en una reacción
química puede ser que incorporemos unas concentraciones diferentes o las
que correspondan de A, B, C y D. Y queremos saber hacia dónde evoluciona
el sistema. Si evoluciona hacia la derecha, si evoluciona hacia la
izquierda y ¿qué ocurre? ¿De acuerdo? ¿Qué ocurre? Bueno, pues aquí
lo que tenemos que hacer es ver y definir en primer lugar lo que se
entiende por cociente de reacción. El cociente de reacción es una
relación de concentraciones de reactivos y de productos elevados a los
coeficientes estequiométricos con la única diferencia, de la expresión
de la constante de equilibrio, que estas concentraciones no son las de
equilibrio, sino que son las iniciales. Las iniciales. Cuidado, las
iniciales. No confundirlas con las de equilibrio. ¿En algún caso puede
ser que coincida? Sí, si el sistema está en equilibrio. Pero en la
mayoría de casos, no. Vamos a ver, tenemos tres situaciones. Una, que este
cociente de reacción sea igual a la casu C. A, pues casualmente, en este
caso, el sistema está en equilibrio. Pero, si este cociente de reacción Q
coincide con la casu C. ¿Qué pasa si la Q es menor que la casu C? Es
decir, es más pequeña. Pues en estos casos el sistema evoluciona hacia la
derecha, aumentando la concentración de las especies químicas que tenemos
a la derecha, para llegar a alcanzar esa constante de equilibrio, esa casu
C. ¿Hasta cuándo evolucionan? Pues evolucionarán hasta que Q sea igual
con casu C. ¿Qué pasa si tenemos el otro caso? Si Q es mayor que casu C.
¿Qué pasa si Q es mayor que casu C? Aquí pasará lo contrario. Tengo
más cantidad de producto y menos de reactivo del que tendré en
equilibrio. Luego, ¿el sistema hacia dónde evoluciona ahora? Hacia la
izquierda. Disminuyendo la concentración de productos y aumentando la
concentración de los reactivos. O mejor dicho, disminuyendo las
concentraciones de las especies químicas que están a la derecha, y
aumentando la concentración de las especies químicas que están a la
izquierda. ¿Esto hasta cuándo? Hasta que se alcance el equilibrio
químico. Una vez alcanzado el equilibrio químico, ya estaría. E
igualmente, pasaría si trabajásemos con la casu P. Nosotros podemos
definir un cociente de reacción con casu P, lo mismo. Sería lo mismo,
serían las presiones parciales iniciales de las especies químicas que
están a la derecha y a la izquierda, gases solo. Entonces, ¿qué ocurre?
Bueno, que estas presiones parciales, hay que ver si esa relación es mayor
o menor que la Kp, o si ya coincide con la Kp, y de la misma forma
razonaríamos que el sistema evolucionaría hacia la derecha, hacia la
izquierda, en función de ese valor del cociente de reacción, en función
de las presiones parciales y la Kp. Veamos este otro ejemplo, que nos dice
que en un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 de I2 y
0,3 de H2. ¿De acuerdo? Y nos piden que encontremos, bueno, que digamos si
se encuentra en equilibrio, y si no se encuentra, ¿qué habrá? ¿Cómo
evolucionará el sistema? Bueno, pues vamos a calcular el cociente de
reacción. ¿Qué es el cociente de reacción? Pues Q, esta Q, es el
cociente de reacción, Q. Entonces, ¿qué tengo que sustituir? Pues las
concentraciones iniciales de H2 y de I2, y de HI, que son 0,3, 0,3 y 0,6. Y
aquí, esto nos conduce a un cociente de reacción de 0,25. Si comparamos
con la constante de equilibrio, que es 0,022, ¿no?, vemos que el cociente
de reacción, ¿no?, es mucho mayor. Entonces, el sistema tiene que
evolucionar hacia la izquierda. Tiene que evolucionar hacia la izquierda.
Para llegar a alcanzar este valor de Q, el valor de la constante de
equilibrio. Entonces, tiene que disminuir el numerador y tiene que aumentar
el denominador. Entonces, hemos dicho que tiene que evolucionar hacia la
izquierda. ¿Cuáles serían los moles en el equilibrio? Bueno. esto
evoluciona hacia la izquierda tenemos inicialmente 0,3 moles o 0,3 molar de
hidrógeno y de yodo y llamamos X a los moles de hidrógeno y de yodo que
reaccionan y esto evoluciona de derecha a izquierda ¿por qué? porque
teníamos una Q acordaos que era mayor que la K sub C por lo tanto tiene
que ir hacia la izquierda nos olvidemos las concentraciones iniciales o los
moles iniciales en este caso 0,3 y 0,6 del HI ¿vale? y a partir de aquí
podemos obtener las concentraciones ¿no? llamando X a los moles de
hidrógeno y de yodo que reaccionan y tenemos que sustituir en la
expresión de la constante de equilibrio y volvemos a insistir con lo
siguiente tenemos dos soluciones ¿y cuál cogeremos? siempre que la X sea
positiva y más grande del valor más pequeño que tengamos aquí en la
diferencia ¿por qué? porque no me pueden aparecer moles negativos ni me
pueden quedar moles negativos ¿vale? ¿de acuerdo? una vez que hemos
resuelto la ecuación de segundo grado ya estamos en condiciones en
condiciones de determinar los moles en equilibrio de las especies químicas
que tenemos en el medio de reacción considerando las cantidades iniciales
bien, hablemos ahora de modificaciones del equilibrio modificaciones del
equilibrio químico Vamos a ver, si un sistema se encuentra en equilibrio,
es decir, Q es igual a Kc, es decir, la relación de concentración es
elevado a los coeficientes estequiométricos, coincide ya con la Kc, pero
se produce una perturbación en el sistema. Y alguien dice, ¿y qué es eso
de producir una perturbación o un cambio? Pues supone modificar la
concentración de reactivos y o de productos. Cambiar la presión a
temperatura constante, que es lo mismo que modificar el volumen. Porque si
aumentamos la presión a temperatura constante, disminuye el volumen
también a temperatura constante. La ley de Boyle, ¿no? De Boyle-Mariott,
donde P por V es constante. ¿Cambio en la temperatura? Pues también, si
se trata de una reacción exotérmica o endotérmica. Exotérmica o
endotérmica. Si se trata de una reacción... Exotérmica, ¿eh?
Exotérmica. Un aumento de la temperatura indicará que irá hacia los
reactivos, lo veremos ahora después, ¿vale? Cuidado con ese detalle de la
influencia de la temperatura. Recordemos que las constantes de equilibrio
son función de la temperatura exclusivamente, ¿eh? ¿Y de qué más? Es
decir, que no dependen de la presión o del volumen. La constante de
equilibrio tiene un valor fijo, ¿sí? Entonces, cualquier perturbación
que tengamos... ¿No? Aquí con un cambio de temperatura, que la reacción
va a ser diferente si la reacción es exotérmica o endotérmica, ¿no? El
sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver al mismo. Está
claro, ¿no? Ahora bien, nosotros también podemos modificar. Si una vez
está alcanzado el equilibrio, podemos... Modificamos la concentración de
reactivos o de productos, el equilibrio se va a desplazar. Por ejemplo, si
aquí... Por ejemplo... ¿No? Si aumentamos la concentración de los
reactivos, si aumentamos la concentración de los reactivos, el sistema
evolucionará hacia la formación de los productos. ¿No? Evolucionará, en
este caso, hacia la derecha. ¿Hasta que cuándo? Hasta que se iguale esta
relación de concentraciones Q con la K sub C. Y entonces ya tendremos, ya
tendremos, ¿no?, el sistema nuevamente en equilibrio. ¿Y qué pasa si
modificamos la concentración de los productos, adicionamos a un producto,
¿no?, de la reacción? Pues, evidentemente, el efecto será al contrario,
¿no? Al aumentar la concentración de los productos, el sistema se
desplazará hacia la izquierda, hacia la formación de los reactivos. Hacia
la formación de los reactivos. ¿De acuerdo? Bueno. Bueno, esto es otro
ejercicio muy similar, ¿no? Yo creo que este ya podemos pasar. Porque
hemos hecho ya muy similar. Hemos visto aquí, ¿no? Ahora fijaos en este
otro factor, que es el cambio en la presión o volumen. Pero, ojo, este
cambio de presión o volumen siempre es a temperatura constante, ¿eh? De
manera que P por V es igual a constante. P por V es igual a constante. ¿De
acuerdo? Entonces, ¿qué ocurre? Pues que al aumentar la presión Al
aumentar la presión a temperatura constante Que es lo mismo que disminuir
el volumen A temperatura constante El sistema evoluciona Hacia donde ocupa
un menor volumen Es decir, hacia donde hay Un menor número de moles De
especies químicas gaseosas Un menor número de moles De especies químicas
gaseosas Y de hecho solo consideraremos Las especies químicas gaseosas
Para ver el cambio Del equilibrio químico con presión y volumen ¿Por
qué? Porque es el estado físico En el cual se ve influenciado De manera
significativa ¿De acuerdo? Ahora bien, ¿siempre influye La variación de
presión o la variación del volumen? Pues no, no siempre influye
Acordémonos de esta reacción Que hemos visto hace un rato Yodo con
hidrógeno Para dar yoduro de hidrógeno ¿Vale? ¿Sí? Aquí ¿Qué
valdría incremento de n? Pues sería 2 menos 1 menos 1 0 2 menos 1 menos 1
0 Entonces, ¿eso qué quiere decir? Que la K sub P Va a ser igual a la K
sub C Y de hecho En estos casos En que la K sub C y la K sub P Son
idénticos Tienen el valor numérico Eso quiere decir Que no vienen
influenciados por el volumen Ni por la presión ¿Vale? Por la presión
total ¿Eh? Entonces ¿No? En estos casos Siempre podremos simplificar los
volúmenes Ya lo veréis ¿Eh? Y... no es necesario o no sería necesario
conocer la presión total o el volumen del recipiente, ¿vale? Bien, luego
vamos a ver este otro ejemplo. Nos dice que una mezcla gaseosa constituida
inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno, 2,5 moles de yodo, se calienta a
400 grados centígrados. Con lo que al alcanzar el equilibrio químico
tenemos 4,5 moles de HI, siendo el volumen del recipiente de reacción 10
litros. Calcular el valor de las constantes de equilibrio, la
concentración de los compuestos y el volumen se reduce a la mitad,
manteniendo constante la temperatura. Bueno, vamos allá. Bien, en primer
lugar, ¿qué tenemos? Pues 3,5 moles de hidrógeno con 2,5 moles de yodo,
¿vale? Y nos dicen que en el equilibrio se obtienen 4,5 moles de HI. Es
decir, ¿qué son estos moles de HI en el equilibrio? Estos reaccionan X,
reaccionan X y me aparecen 2X. Luego, 2X será igual a 4,5. Luego, X será
igual a 2,25. X será igual a 2,25. ¿Vale? A 2,25. Entonces, a partir de
aquí puedo sacar los moles en el equilibrio y las concentraciones. y, por
tanto, calcular la casucé. Daos cuenta que esta casucé no tiene unidades.
¿Por qué? Por lo mismo comentado anteriormente. ¿Qué pasa? Pues que se
nos simplifica. Se nos simplifican la molalidad al cuadrado y la molalidad
por molalidad abajo. Y, por lo tanto, es adimensional. Y de hecho, si no
conociéramos el volumen no pasaría nada, porque dividir por el volumen
aquí no influye, ¿eh? Se tacharían los volúmenes, ¿eh? Bien. ¿Qué
pasaría si la concentración, no, de los compuestos y el volumen se reduce
a la mitad? ¿Qué pasa si, qué va a pasar con las concentraciones del
equilibrio? Bueno, pues esta es una ecuación química donde, donde, donde
los coeficientes de reactivos y productos son idénticos. Bueno, entonces
eso quiere decir que el volumen, el volumen no va a influir en el
equilibrio químico. Otra cosa es que la concentración cambie. Claro que
va a cambiar la concentración. Los moles no, porque no se desplaza, pero
si el volumen en lugar de ser de 5 litros, de 10 litros es de 5, dividiré
por 5. Y las concentraciones, pues serán el doble, ¿no? Y entonces
sustituyendo veremos que la Kc, la constante de equilibrio, pues sigue
siendo, sigue teniendo el mismo valor. ¿Qué pasa con un cambio de
temperatura? ¿Qué pasa si tenemos un cambio de temperatura? Pues va a
depender si la reacción es endotérmica o exotérmica. En una reacción,
en una reacción química si elevamos la temperatura, el sistema siempre
evoluciona en el sentido en que la reacción es endotérmica, endotérmica,
¿eh? Que absorbe ese calor comunicado por ese agente externo. Mientras que
si disminuye la temperatura, el equilibrio siempre se desplazará en el
sentido en que la reacción es exotérmica, es exotérmica, ¿vale?
Exotérmica. En el sentido en que la reacción es exotérmica. ¿Y cómo
está relacionado esto matemáticamente? Con la ecuación de Van Gogh. ¿Y
eso por qué en las reacciones exotérmicas? Porque si yo disminuyo la
temperatura, estoy quitando calor al sistema. Entonces el sistema lo que
hace es producir calor para contrarrestar esa pérdida de calor que se
produce al disminuir la temperatura. De acuerdo, fijaos en estos
razonamientos. Esta ecuación de Van Gogh nos relaciona las constantes de
equilibrio, que es Kp, en función de las temperaturas y de la entalpía.
De manera que si se trata de una reacción exotérmica, a mayor temperatura
la constante de equilibrio será más pequeña. Pero si se trata de una
reacción endotérmica, a mayor temperatura, la constante de equilibrio
será más grande. Es que hay que insistir, y quiero recordaros, que la
constante de equilibrio solo es función de la temperatura. No depende de
la presión ni del volumen. Y evidentemente también depende de cómo
están igualadas las relaciones químicas o los coeficientes
tequimétricos. Veamos aquí este ejemplo. ¿Qué pasará cuando
disminuimos la presión en esta reacción de este equilibrio heterogéneo?
Démonos cuenta que en este equilibrio heterogéneo tenemos tres sustancias
en estado gaseoso y una sustancia en estado sólido. ¿Vale? Bien.
Entonces, hay que tener en cuenta única y exclusivamente las especies
químicas gaseosas. Porque las concentraciones de sólidos o de
líquidos... ...si usas hubiera, estarían incluidas dentro del valor de la
K sub C porque son esencialmente constantes. Entonces, si aquí disminuimos
la presión, ¿hacia dónde se va a desplazar el equilibrio al disminuir la
presión? Pues el equilibrio se va a desplazar... ¿Hacia dónde? Hacia
donde ocupa mayor volumen. ¿Por qué? Porque disminuir la presión a
temperatura constante... ...disminuir la presión a temperatura... ...a
temperatura constante es lo mismo que aumentar el volumen. Es lo mismo que
aumentar el volumen a temperatura constante. Entonces, si en un sistema en
equilibrio se disminuye la presión, es lo mismo que aumentar el volumen.
¿Y el sistema evoluciona hacia dónde? Hacia donde ocupa mayor volumen. Es
decir, hacia donde hay un mayor número de moles de especies químicas
gaseosas. Como hay uno a la izquierda y dos a la derecha, el sistema
evolucionará hacia la derecha. ¿Vale? ¿Y qué pasa si aumenta la
temperatura? Esta reacción química, vemos que incremento de H es
positiva. Quiere decir que es una reacción química endotérmica.
Endotérmica. ¿Sí? Entonces, si aumenta la temperatura, como hemos dicho
antes, a partir de la reacción de Van Gogh, sabemos, o razonando también
en términos de calor, que al aumentar la temperatura el equilibrio se
desplaza en el sentido que la reacción es endotérmica, absorbiendo ese
exceso de calor comunicado al sistema. ¿De acuerdo? Con todo esto podemos
enunciar el principio de Chatterier. De Chatterier, que nos dice que cuando
un cambio o perturbación, en cualquiera de las variables que determinan el
estado químico, el equilibrio químico, cualquier cambio o perturbación
produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o
minimizar el efecto causado por la perturbación. ¿Vale? En el sentido de
contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación. Por eso,
si aumentamos la presión, que es lo mismo que disminuir el volumen, el
sistema evoluciona hacia donde ocupa menos volumen, para contrarrestar ese
efecto externo. Variaciones del equilibrio químico. Aquí tenéis un
resumen de cómo varía el equilibrio químico en los distintos casos.
Cuando aumenta la concentración de reactivos, hacia la formación de
productos, hacia la derecha. Que disminuye, hacia la izquierda. ¿No? Y
así sucesivamente, ¿no? Si tenemos variaciones de productos, de presión
o de volumen o de temperatura. Recordemos, en reacciones exotérmicas, al
aumentar la temperatura, siempre se desplazará en el sentido que la
reacción es endo, ¿no? Y en una reacción ya endotérmica, si es quita,
pues simplemente tenéis que tener, bueno, que si aumenta la temperatura,
evidentemente va a ir hacia la derecha. Pero si disminuye la temperatura,
irá hacia la izquierda, ¿vale? ¿De acuerdo? Bueno, los moles igual, la
variación de la presión es lo mismo que disminuir el volumen. Disminuir
el volumen quiere decir que se desplaza hacia donde hay un menor número de
moles de especies químicas y gaseosas. Bueno, en el ámbito industrial es
muy importante la síntesis del amoníaco a partir del nitrógeno e
hidrógeno. Todos los fertilizantes se obtienen a partir como derivados del
amoníaco, por eso su importancia, por eso su importancia. Esta reacción
química sabemos que se realiza temporalmente. Temperaturas intermedias, no
muy bajas. Y además, aparte de realizarse a temperaturas intermedias, nos
interesa que se realice a presión elevada. ¿Por qué a presión elevada?
Porque en esta reacción química, cuando se aumenta la presión, el
equilibrio se desplaza hacia la formación de amoníaco. Porque tenemos
cuatro a la izquierda y dos a la derecha. Cuando aumenta la presión,
acordaros del principio, ¿no? El equilibrio se desplaza hacia la
formación de amoníaco. Cuando aumenta la formación, mejor dicho, cuando
se aumenta la presión, el equilibrio se desplaza hacia donde ocupa un
menor volumen. Es decir, hacia donde hay un menor número de moles de
especies químicas gaseosas. Como hay dos a la derecha y cuatro a la
izquierda, se desplazará hacia la derecha. Aquí tenemos otro equilibrio,
en este caso un equilibrio heterogéneo, ¿no? Donde si aplicamos la
alegría de masas, solo debe aparecer la concentración de CO2 o la
presión parcial de CO2. Solo debe aparecer en las expresiones de la
constante de equilibrio de Kc. Y lo reiteramos, las concentraciones. De
gases y las concentraciones de sustancias en disolución. Mientras que la K
sub P únicamente aparecerán las presiones parciales de las sustancias
gaseosas. Las presiones parciales de las sustancias gaseosas. Con K sub P,
solo presiones parciales de sustancias gaseosas. Y con K sub C, las
concentraciones de gases o de sustancias en disolución. ¿De acuerdo?
Bueno, aquí tenéis otro ejercicio. Un ejemplo de un equilibrio
heterogéneo. Con unos moles iniciales de carbamato amónico para dar
amoníaco y CO2. Entonces, si tenemos N moles iniciales, ¿qué tendremos
en el equilibrio? X, 2X y X. Pero bueno, aquí lo que tenemos, lo que nos
dice... No, sabemos la K sub P, ¿no? Como veis, 2,3 por ICA menos 4.
¿Cómo puedo sacar las presiones en el equilibrio de la K sub C? Bueno, la
K sub C con la fórmula que ya conocéis, ¿no? No tiene que ser ningún
problema la K sub C. ¿Vale? Ojo, ¿qué vale incremento de N aquí? No nos
liemos, ¿eh? Incremento de N sería 2 más 1 menos 0. No cuenta al
sólido, ¿eh? Sería 3. ¿De acuerdo? Ahora bien, ¿cómo puedo sacar las
presiones parciales? Pues mirad, ¿eh? Si sabemos K sub P... ¿Qué es la
presión parcial? Bueno, es que la K sub P sería presión parcial del
amoníaco al cuadrado por la presión parcial del CO2. Pero ¿qué tenemos
aquí en esta relación estequiométrica? Que la presión, la presión
parcial del amoníaco es el doble que la del CO2. Luego, esto sería...
¿Dos veces la presión del CO2 al cuadrado o la presión del CO2? ¿Vale?
Y me quedaría cuatro, la presión parcial del CO2 al cubo. La presión
parcial del CO2 al cubo. Cuatro. ¿De acuerdo? Entonces, entonces, la K sub
C, ¿no? La podemos calcular y también podemos calcular las presiones
parciales de cada uno de ellos. Una es el doble que la otra, ¿eh? La del
amoníaco. Bien. Ya para acabar, disculpad, esta relación que es muy
importante entre la energía libre de Gibbs, ¿no? Y la constante de
equilibrio. Recordad que veremos en el tema siguiente de termodinámica que
un sistema está en equilibrio cuando el incremento de G es cero. Por lo
tanto, despejando, K sub P sería E elevado menos incremento de G partido
RT. ¿Eh? ¿Vale? Sería la expresión de la K sub P, ¿eh? De equilibrio
químico. En función de la energía libre de Gibbs. Que veremos que es una
función de estado. No quiero cerrar sin antes mostraros unos ejercicios
que intentaremos trabajar en la próxima sesión. De equilibrio químico.
Este es un archivo. Que tenéis ejercicios de otros años, ¿no? Que creo
que es muy importante que vayamos haciendo. Que es importante. Pensemos que
el equilibrio químico está también muy relacionado con la
termodinámica. Eso también veremos algunos problemas de equilibrio
químico cuando veamos también termodinámica. ¿De acuerdo? Entonces, de
equilibrio químico, aparte de este, tenemos, un momentito, aquí, este
otro. ¿Vale? Muy interesante, porque aquí tenéis cuestiones y ejercicios
que os va a ayudar mucho a profundizar, a profundizar, digamos, en los
conocimientos, en los conceptos de, digamos, del tema. ¿Vale? Bueno, pues
esto es un poquito de lo que hemos podido hacer hoy y el próximo día
seguimos. Muchas gracias.