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CONCEPTOS GENERALES DE EQUILIBRIO QUIMICO 11/06/20142 DISOLUCIONES ACUOSAS Y EQUILIBRIO QUIMICO equilibrio químicoEn el equilibrio químico, las velocidades.

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2 CONCEPTOS GENERALES DE EQUILIBRIO QUIMICO

3 11/06/20142 DISOLUCIONES ACUOSAS Y EQUILIBRIO QUIMICO equilibrio químicoEn el equilibrio químico, las velocidades a las que transcurre un proceso o una reacción, en un sentido es igual a la velocidad en sentido inverso.

4 11/06/20143 CLASIFICACION DE LAS DISOLUCIONES DE ELECTROLITOS Un electrolito es una sustancia que al disolverse en agua, da lugar a la formación de iones y que permiten que la energía eléctrica pase a través de ellos y conduzcan la electricidad.

5 11/06/20144 ELECTROLITOS Pueden ser: Fuertes: Se ionizan completamente o casi completamente. La reacción es irreversible. Por ejemplo HCL H + +Cl - Débiles: Están solo parcialmente ionizados. La reacción es reversible. Por ejemplo: NH 3 + H 2 O NH OH -

6 11/06/20145 CLASIFICACION DE LOS ELECTROLITOS FUERTESDEBILES los ácidos inorgánicos como HNO 3, HClO 4, H 2 SO 4, HCl, HI, HBr, HClO·, HBrO 3 Muchos ácidos inorgánicos como H 2 CO 3, H 3 BO 3,H 3 PO 4,H 2 S, H 2 SO 3 Los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos La mayoría de los ácidos orgánicos La mayoría de las salesAmoniaco y la mayoría de las bases orgánicas

7 11/06/20146 ELECTROLITOS VS ACIDOS Y BASES Cuando una sustancia iónica se disuelve en solventes polares se forman iones en un proceso de ionización. Un "ion" es, por tanto, un átomo o grupo de átomos con carga eléctrica residual positiva o negativa (no neutros). Si el proceso no es completo, es decir que la disolución es parcial, se establece un equilibrio dinámico entre reactivos y productos, es decir, entre las sustancias y los iones disueltos, llamado equilibrio iónico.

8 11/06/20147 ÁCIDOS Y BASES CARACTERISTICAS ACIDOS Son compuestos que tienen un sabor agrio típico, llamado sabor ácido. Producen una sensación punzante en contacto con la piel. Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, producen un color rojo con el tornasol (azul). Contiene hidrógeno que puede liberarse, en forma gaseosa, cuando a sus disoluciones acuosas se añade un metal activo, como, por ejemplo, cinc. Disuelven muchas sustancias. Cuando reaccionan con hidróxidos metálicos, pierden todas sus propiedades características. BASES Tienen sabor amargo característico. Sus disoluciones acuosas producen una sensación suave (jabonosa) al tacto. Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al tornasol enrojecido por los ácidos. Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los ácidos. Pierden todas sus propiedades características cuando reaccionan con un ácido.

9 11/06/20148 ACIDOS Y BASES FUERTES La ionizacion del HCl en disolucion acuosa es completa ya que es un acido fuerte y tiene una gran tendencia a ceder el protón HCl (g) + H 2 O H 3 O + (ac) + Cl - (ac) El agua es una base lo suficientemente fuerte como para aceptar protones de un acido en una reacción que tiene lugar de forma completa. Se dice que el agua tiene un efecto nivelador sobre los ácidos.

10 11/06/20149 ACIDOS Y BASES FUERTES No se debe confundir un ácido débil con un ácido diluido. Un ácido débil tiene una Ka pequeña, y un ácido diluido tiene una concentración baja. Es posible tener un ácido diluido, fuerte o un ácido concentrado, débil.

11 11/06/ ACIDOS Y BASES HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl -, una base débil, y H 3 O +, el ácido conjugado de H 2 O, un ácido débil.

12 11/06/ ACIDOS Y BASES CONJUGADOS Dos especies químicas que difirieren únicamente en un determinado número de protones forman lo que se denomina par conjugado. Las reacciones como las de arriba transcurren siempre de manera que se forman las especies más débiles. Así, el ácido más fuerte y la base más fuerte de cada par conjugado reaccionan para dar ácidos y bases conjugadas más débiles. La limitación principal de esta definición se encuentra en la necesidad de la presencia de H+ en los reactivos.

13 11/06/ ACIDOS Y BASES CONJUGADOS Al perder el protón, el ácido se convierte en su base conjugada, la base al ganar el protón, se convierte en su ácido conjugado. Ácido 1 Base 1 + proton Aquí el ácido 1 y la base 1 son un par ácido-base conjugado. De la misma forma, cada base produce un ácido conjugado por aceptar un proton Base 2 + protón Ácido 2

14 11/06/ ACIDOS Y BASES CONJUGADAS Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua: HF + H 2 O H 3 O + + F - Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H 2 O es una base más débil que F - y HF es un ácido más débil (en agua) que H 3 O +

15 11/06/ ACIDOS Y BASES CONJUGADAS En general, cuanto más fuerte sea un ácido tanto más débil será su base conjugada, y viceversa. De una manera cuantitativa, la fuerza de un ácido (o de una base) puede expresarse mediante el valor de la constante de equilibrio, que resulta de aplicar la Ley de Acción de Masas a la reacción de dicho ácido (o base) con agua. Así, para el caso general de un ácido AH tendremos : AH + H 2 O H3O + + A - K= [H3O+][A-] [AH][H2O]

16 11/06/ LEY DE ACCION DE MASAS Es una relación que establece que los valores de la expresión de la K de equilibrio son constantes para una reacción en particular a una temperatura dada, siempre que se haya sustituido las concentraciones en equilibrio.

17 11/06/ Ley de acción de las masas de Guldberg y Waage: La velocidad de una reacción química es proporcional al producto de las concentraciones molares de las sustancias reaccionantes, cada una elevada a una potencia igual al número de moléculas que aparecen en la ecuación equilibrada En base a esta ley, diremos que cuando reaccionan dos compuestos A y B: aA + bB cC + dD donde: a, b, c y d son los coeficientes que indican el número de moles o moléculas de cada compuesto.

18 11/06/ La velocidad con la cual A y B reaccionan es proporcional a sus concentraciones o sea: v 1 = k1 k1 · A a · B b velocidad directa v 2 = k2 k2 · C c · D d velocidad indirecta k1 k1 y k 2 = constantes de velocidad de reacción directa e inversa respectivamente. Cuando se alcanza el equilibrio, las velocidades de ambas reacciones, la directa y la inversa son iguales: v1 v1 = v2v2 De donde: k1 k1 · A a · B b = k2 k2 · C c · D d Ke Ke = k1 k1 / k 2 = C c · D d / A a · B b Ke Ke = cte. de equilibrio, varía con la temperatura y la presión.

19 11/06/ EJEMPLO: En un recipiente cerrado de 1L de capacidad hay una mezcla de H 2 y CO 2. Al llegar al equilibrio, la concentración de la sustancia es: CO 2 = 0,07 moles/ litro H 2 O = 0,95 " " CO = 0,95 " " H 2 = 8,05 " " Hallar la cte K e de equilibrio.

20 11/06/ Reacción: CO 2 + H 2 CO +H 2 O K e = CO · H 2 O = 0,95 · = 1,60 CO 2 · H 2 0,07 · 8,05 Existen algunos ácidos conocidos como polipróticos, tales como el ácido carbónico que tiene dos protones que se pueden separar de la molécula; otros como el ácido fosfórico ó el cítrico, pueden perder tres protones. Estos protones se separan de a uno de la molécula, de modo que hay una serie de etapas de disociación.

21 11/06/ Las tres etapas de disociación del ácido fosfórico son: Primera etapa: PO 4 H 3 + H 2 O H 3 O + + PO 4 H 2 – Segunda etapa: PO 4 H 2 – + H 2 O H 3 O + + PO 4 H -- Tercera etapa: PO 4 H –2 + H 2 O H 3 O + + PO 4 -3 Las constantes de disociación, para las tres etapas a 25ºC son: K 1 = PO 4 H 2 – · H + / PO 4 H 3 = 7,52 ·10 –3 K 2 = PO 4 H –2 · H + / PO 4 H 2 – = 6,23 · 10 –8 K 3 = PO 4 –3 · H + / PO 4 H –2 = 4,8 · 10 –13

22 11/06/ Disociación del agua: El agua es un electrolito débil, poco disociado. Cuando ocurre esta disociación, existirán tanto iones hidrógenos como iones hidroxilos. H 2 O OH – + H+H+ En realidad no existe el H + libre, sino que existe como H3O+ H3O+ (ion hidronio) 2H 2 O H3O+ H3O+ + OH –

23 11/06/ Considerando la Ley de acción de las masas, decimos que al disociarse una molécula de agua: v 1 H 2 O OH – + H + v 2 En donde: v 1 = k 1 · H 2 O v 2 = k 2 · OH – · H + En el equilibrio v 1 = v 2 k 1 · H 2 O = k 2 · OH – · H +

24 11/06/ por lo tanto podemos decir que la cte. K e de equilibrio: K e = k 1 = OH – · H + k 2 H 2 O K e · H 2 O = OH – · H + (1) K w = OH – · H + K w = Producto iónico del H 2 O Los corchetes indican las concentraciones en moles /l. La concentración del agua, en el agua pura, es igual al n° de gramos de agua en un litro divididos por el peso molecular, o sea 1000/ 18 = 55,5 M

25 11/06/ La cte. K e puede expresarse como K e = 1,8 · a 25°C Reemplazando en (1), el producto iónico del agua o K w será igual a: Kw Kw = Ke Ke · H 2 O = 55,5 · 1,8 x Kw Kw = Cuando la solución es neutra, se verifica que numéricamente H + = OH - Kw Kw = H + · OH - Kw Kw = H + · H + = H + 2 K w = H + = OH = M = H + = OH -

26 11/06/ pH. Definición: Para evitar el uso de exponentes negativos, Sorensen introdujo una escala conveniente (escala de pH) para expresar las concentraciones de iones hidrógeno. En base a ésta, definimos el pH de una solución como el logaritmo de la inversa de la concentración de iones Hidrógeno. H + = 10 -pH aplicando logaritmos log H + = -pH · log 10 = -pH multiplicando por –1 - log H + = pH del mismo modo: pH = log 1/ H +

27 11/06/ Así, por ejemplo, en el caso del agua pura, vimos anteriormente que: H + =10 -7 M pH = - log H + pH = - log pH = -(-7 · log 10) = 7 Si consideramos los conceptos vistos anteriormente: Kw Kw = OH – · H + aplicando logaritmos log Kw Kw = OH – + log H + multiplicando por -log Kw Kw = OH – +(- log H + )

28 11/06/ Si - log H + = pH, - log OH - será igual a pOH y -log Kw Kw será igual a pK w = pH + pOH Si K w = pK w = -log Kw Kw = pK w = = pH + pOH Resultado válido para soluciones diluídas

29 11/06/ Basándonos en esta relación, conociendo el pH, podremos calcular el pOH de una solución. Así si el pH es por ej de 2, su pOH será: 14 = pH + pOH 14 = 2 + pOH 14-2 = pOH 12= pOH De esta relación, también surge la llamada escala de pH:

30 11/06/ Cálculo del pH de ácidos y bases fuertes: Acidos fuertes : HCl - HI - HB - HNO 3 - etc Ej: Hallar el pH de HCl, cuya concentración es 0,001M = 10 –3 M pH = - log = - (-3 log10) = 3 Bases fuertes : Na OH - KOH - LiOH -Ca(OH) 2 - Ba (OH) 2 - Ej.: Hallar el pH de una solución de KOH de concentración 0,0001M = M pOH = - log OH – = - log = - ( – 4 log 10 ) = 4 pOH = 4 pH= 14 - pOH = = 10 pH = 10

31 11/06/ Cálculo del pH de ácidos y bases débiles: Ácidos Débiles: Por ej: Hallar el pH de una solución de ácido acético, CH 3 COOH, 0,001M siendo Ka Ka = 1,8 · CH 3 COOH CH 3 COO - + H+H+ K a = [CH 3 COO - ] [H + ] [CH 3 COOH] Vemos que en la reacción, se forman tantos iones acetato (CH 3 COO - ) como iones Hidrógeno (H + ), sus concentraciones molares serán numéricamente iguales: [CH 3 COO - ]= [H + ] Ka Ka = [H + ] 2 [CH 3 COOH]

32 11/06/ Si llamamos C a a la concentración molar del ácido, la concentración de moléculas no disociadas [CH 3 COOH] será igual a C a - [H + ] K a = [H + ] 2 C a - [H + ] Podemos despreciar [H + ] en el denominador por ser un valor muy pequeño K a = [H + ] 2 C a H + = K a · C a = H + 2 de donde: H + =

33 11/06/ Aplicando esta fórmula en el ejercicio enunciado, decimos que: H + = H + = 1,34 x M Teniendo la H +, podremos calcular el pH: pH = - (log 1,34 · ) = - (log 1,34 - 4) = - 0, = 3,873 Otra forma de obtener la H + para electrolitos débiles es: H + = α. C a

34 11/06/ Bases débiles: Para las bases débiles, se procede del mismo modo: OH – = K b = cte. de disociación de la base C b = conc. de la base Ej.: Cuál es el pH de NH 4 OH cuya concentración es 0,003 M, sabiendo que K b = 1,85 x 10 -5

35 11/06/ OH – = M pOH= - (log 2,36 · ) = - (log 2, ) = 3,62 pH = 14 - pOH pH = ,62 = 10,38 Cálculo de H + : Ej.: Si el pH de una solución es 4, ¿cuál es la H + ? Si pH = - log H + = 4 H + = antilog -pH = 10 4 M

36 11/06/ NEUTRALIZACION Una reacción de neutralización es una reacción entre un acido y una base. Generalmente, en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de iones hidrógeno y de iones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se forma una sal.

37 11/06/ NEUTRALIZACION Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas, lo que significa que producen calor. Generalmente la siguiente reacción ocurre: ácido + base sal + agua

38 11/06/ NEUTRALIZACION Ácido 1 + Base 2 Ácido 2 + Base 1 Ejemplos : NH 3 + H 2 O NH OH - base1 acido2 ácido conjug1 base conjug2 H 2 O + HNO 2 H 3 O + + NO 2 - base1 acido2 ácido conjug1 base conjug2

39 11/06/ ESPECIES ANFOTERAS Especies que tienen propiedades ácidas y básicas. Los disolventes anfóteros se comportan como ácidos en presencia de solutos básicos y como bases en presencia de solutos ácidos El agua puede actuar como una base o un ácido.

40 11/06/ ESPECIES ANFOTERAS Son también anfóteros por naturaleza los iones intermedios de los ácidos polipróticos. Los ácidos polipróticos no ceden de una vez y con la misma facilidad todos los protones, sino que lo hacen de forma escalonada.

41 11/06/ ESPECIES ANFOTERAS Los disolventes anfóteros experimentan auto ionización o autoprotolisis para formar un par de especies iónicas. Es una reacción espontánea. base 1 + ácido 2 acido 1 + base 2 H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -. CH 3 OH + CH 3 OH CH 3 OH 2 + CH 3 O - NH 3 + NH 3 NH4 + + NH2 -

42 11/06/ EQUILIBRIO QUIMICO Las reacciones químicas nunca dan la conversión completa de reactivos a productos. Avanzan hacia un estado de equilibrio químico en el que la relación de las concentraciones de reactivos y productos es constante. Las expresiones de la constante de equilibrio son ecuaciones algebraicas.

43 11/06/ PRINCIPIO DE LE CHATELIER Cuando un sistema en equilibrio químico es perturbado por un cambio de temperatura, presión, o concentración, el sistema modificara la composición en equilibrio en alguna forma que tienda a contrarrestar este cambio de la variable

44 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO La influencia de la concentración (o de la presión si las especies son gases) sobre la posición del equilibrio químico se puede representar adecuadamente en términos cuantitativos por medio de una expresión de la constante de equilibrio. Las constantes de equilibrio no dan información acerca de la velocidad a la cual se alcanza el equilibrio.

45 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO wW + xX yY + zZ Las letras mayúsculas representan las formulas de las especies químicas y las minúsculas los números enteros mas pequeños necesarios para hacer los ajustes de la ecuación

46 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO K= [Y] y [Z] z [W] w [X] x Los términos entre corchetes es la concentración molar si la especie es un soluto disuelto La presión parcial en atmósferas si la especie es un gas

47 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO Si una (o mas) de las especies son un liquido puro, o un sólido puro o el disolvente esta en exceso, ninguno de estos términos aparece en la expresión de la constante de equilibrio. Por ejemplo si Z es el disolvente agua la expresión quedara: K= [Y] y [W] w [X] x

48 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO Kw = Constante del producto iónico Kps = Producto de solubilidad Ka ò Kb Constante de disociación K redox = Equilibrio de oxidación reducción

49 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO Disociación del agua 2H 2 O H 3 O + + OH - Kw. = [H3O + ][OH - ] Acido-base HCOOH + H 2 O H 3 O + + HCOO - Ka = [H3O + ][HCOO - ] [ HCOOH ] NH 3 + H 2 O NH OH - Kb = [NH4 + ][OH - ] [ NH3 ] Solubilidad PbI 2(s) Pb I - Kps. = [Pb + ][I - ] 2 Formación de complejo Ni CN - Ni(CN) 4 2- Kf = [Ni(CN) 4 2- ] [Ni + 2 ] [CN - ] 4

50 11/06/ CONSTANTES DE EQUILIBRIO Oxidación-reducción IO I - + 6H + 3I 2 (ac)+3H 2 O K eq = [I 2 ] 3 [IO3-] [I - ] 5 [H+] 6 Equilibrio de distribución de un soluto en disolventes inmiscibles I 2 (ac) I 2 (org) Kd = [I 2 ]org [I 2 ]aq

51 11/06/ CONSTANTE DEL PRODUCTO ONICO 2H 2 O H 3 O + + OH - K = [H 3 O + ][OH - ] [H 2 O] 2 La concentración del agua en soluciones acuosas es muy grande comparada con las concentraciones de los iones hidronio e hidróxido por lo que el termino [H 2 O] 2 se puede omitir. Entonces K w = [H 3 O + ][OH - ] =

52 11/06/ Las constantes de equilibrio Los balances de masas El balance de cargas si es necesario EQUILIBRIOS ACIDO BASE Para resolver problemas de equilibrios, en los que se deban conocer las concentraciones de las especies en equilibrio habrá que plantear un sistema de ecuaciones, con tantas ecuaciones como especies existan en el equilibrio. Las ecuaciones del sistema proceden de:

53 11/06/ Los pasos para la resolución de los problemas de equilibrio pueden resumirse en: a) Plantear los equilibrios que tienen lugar. b) Identificar las especies. c) Plantear las constantes de equilibrio. d) Plantear los balances de masa. e) Plantear el balance de carga si es necesario. La resolución directa del sistema de ecuaciones obtenido nos conducirá a la solución del problema. Sin embargo, el sistema suele ser muy complejo, por lo que se debe proceder a reducir el número de ecuaciones, y realizar una serie de simplificaciones que dependerán del tipo de problema y de las condiciones en el equilibrio.

54 11/06/ EQUILIBRIO DE SOLUBILIDAD Al producirse la precipitación, los balances de masas de las especies implicadas en la misma, dejan de cumplirse pues parte de la masa que antes había en la disolución a pasado al precipitado. Por el contrario, la disolución permanece saturada en las especies que forman el precipitado, de forma que se cumple el producto de solubilidad: a A + b B A a B b K s = [A] a [B] b

55 11/06/ Un problema común en equilibrios de precipitación es la determinación de la solubilidad, s, de un precipitado en diversas condiciones experimentales. La solubilidad se define como la concentración del precipitado que se haya en disolución. En el caso anterior, si el precipitado A a B b se añade en agua destilada, la solubilidad será: s = concentración de A a B b disuelta = [A] / a = [B] / b por lo que: (2) K s = (a s) a (b s) b (3) s = (K s / ( a a b b )) 1/(a+b)

56 11/06/ APLICACIONES DE LAS CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD La mayoría de las sales poco solubles se disocian completamente en soluciones acuosas saturadas. Cuando se dice que una sal poco soluble esta completamente disociada, no significa que toda la sal esta disuelta, sino que la poca cantidad que lo este se habrá disociado por completo

57 11/06/ APLICACIONES DE LAS CONSTANTES DEL PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Ej. Un exceso de yodato de Bario se equilibra con agua; la disociación Ba(IO 3 ) 2(s) Ba 2+ (ac) + 2IO - 3 (ac) K = [Ba 2+ ][IO 3- ] 2 [Ba(IO 3 ) 2(s) ] La concentración de un compuesto en estado sólido es constante, entonces K = [Ba 2+ ][IO 3- ] 2 = Kps constante del producto de solubilidad. Para que esta ecuación sea valida siempre debe haber algo de sólido

58 11/06/ PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Solubilidad de un precipitado en agua pura La expresión del producto de solubilidad permite calcular rápidamente la solubilidad de una sustancia poco soluble que se ioniza completamente en agua. Ej.: Cuantos g de Ba(IO 3 ) 2 (487g/mol) se pueden disolver en 500 ml de agua? K =1.57*10 -9

59 11/06/ PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Ba(IO 3 ) 2(s) Ba 2+ (ac) + 2IO - 3 (ac) Kps = [Ba 2+ ][IO 3- ] 2 = 1.57*10 -9 Por c/mol de Ba(IO 3 ) 2(s) que se disuelve se forma 1 mol de Ba 2+ (ac) entonces la solubilidad molar de Ba(IO 3 ) 2(s) = [Ba 2+ ] Como se forman dos moles de IO - 3 /mol de Ba 2+ la [IO 3- ] =2 [Ba 2+ ] luego 1.57*10 -9 = 4 [Ba 2+ ] 3

60 11/06/ PRODUCTO DE SOLUBILIDAD Efecto del Ion común en un precipitado El efecto del Ion común es el causante de la disminución de la solubilidad de un precipitado iónico cuando se agrega a la solución en equilibrio un compuesto soluble que tiene uno de los iones del precipitado

61 11/06/ APLICACIONES DE LAS CONSTANTES DE DISOCIACION ÁCIDO-BASE Cuando un ácido débil o una base débil se disocian en agua, ocurre una disociación parcial. Por ej el HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - K a = [H 3 O + ][NO 2 - ] [HNO 2 ] El H 2 O no aparece en el denominador por que la concentración de ella es muy grande comparada con la del ácido y su disociación no altera la [H 2 O]

62 11/06/ CONSTANTES DE DISOCIACIÓN PARES ÁCIDO-BASE CONJUGADOS En las siguientes ecuaciones NH 3 + H 2 O NH OH - K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH 3 ] NH 4 + +H 2 O NH 3 + H 3 O + K a = [NH 3 ][H 3 O + ] [NH 4 + ] K b * K a = [H 3 O + ] [OH - ] pero K w = [H 3 O + ] [OH - ] K w = K b * K a

63 11/06/ CONCENTRACIÓN DE IONES HIDRONIO EN SOLUCIONES DE ÁCIDOS DÉBILES Cuando un ácido débil HA, se disuelve en agua hay dos equilibrios que producen iones hidronio el de la acidez y el del agua. Los producidos en la disociación del agua son mucho mayores por lo tanto los de la acidez se tornan despreciables. HA + H 2 O H 3 O + + A - 2H 2 O H 3 O + + OH - [A - ] = [H 3 O + ]

64 11/06/ CONCENTRACIÓN DE IONES HIDRONIO EN SOLUCIONES DE ÁCIDOS DÉBILES Ej.: Calcular la [H 3 O + ] en ácido nitroso 0.120M. HNO 2 + H 2 O H 3 O + + NO 2 - K a =7.1*10 -4 = [H 3 O + ][NO 2 - ] [H 3 O + ]=[NO 2 - ] [HNO 2 ] [HNO 2 ] = [H 3 O + ] 7.1*10 -4 = [H 3 O + ] [H 3 O + ] (Pero [H 3 O + ] es mucho menor que o sea que [H3O+] del denominador se desprecia)

65 11/06/ CONCENTRACIÓN DE IONES HIDRÓNIO EN SOLUCIONES DE BASES DÉBILES El amoniaco acuoso es básico por NH 3 + H 2 O NH OH - La especie predominante de esta solución es el NH 3. K b = [NH 4 + ][OH - ] [NH3]

66 11/06/ SOLUCIONES TAMPON Es una mezcla de un ácido débil y su base conjugada o de una base débil y su ácido conjugado y que resiste los cambios de pH de una solución. Ejemplo la tampón de ácido acético - acetato de sodio o cloruro de amonio - amoniaco Se utilizan para mantener el pH de una solución a una temperatura constante y predeterminada.

67 11/06/ CALCULO DE pH DE SOLUCIONES TAMPON Una solución que tiene un ácido débil HA y su base conjugada A - puede ser ácida neutra o básica dependiendo de la posición que mantengan entre si dos equilibrios competitivos HA + H 2 O H 3 O + + A - Ka = [H3O + ][A - ] [HA] A- + H 2 O OH - + HA K b = [OH - ][HA] = K w [A - ] K a Si el primer equilibrio tiende mas hacia la derecha que el segundo será ACIDA sino será BASICA

68 11/06/ PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES TAMPON 1. Una solución se mantiene como tampón mientras no se vean afectadas por la dilución. A medida que la solución se diluye el efecto tampón se va perdiendo. 2. Cuando una solución no es taponada, la adición de pequeñas cantidades de ácido o base fuerte cambian rápidamente su pH, por el contrario si la solución original esta taponada estas adiciones difícilmente la afectan

69 11/06/ PREPARACION DE SOLUCIONES TAMPON Se preparan con un par ácido-base conjugada elaborando un Ph cercano al deseado y luego se ajusta con un ácido o una base fuerte hasta que la lectura en el potenciómetro indique el valor de Ph requerido

70 11/06/ PREPARACION DE SOLUCIONES TAMPON Preparar 500 ml de una solución tampón de pH 4.5 con ácido acético 1.0 M y acetato de sodio. [H3O + ] = = 3.16*10 -5 K a = [H3O + ] [OAC - ] = 1.75*10 -5 [HOAC] [OAC - ] = M = [OAC - ] [HOAC]

71 11/06/ EFECTO DE LOS ELECTROLITOS EN LOS EQUILIBRIOS QUIMICOS Las constantes de equilibrio se deben expresar en función de las actividades. La actividad de una especie se relaciona con su concentración mediante el coeficiente de actividad. En algunos casos la actividad es igual a la concentración. En los equilibrios iónicos no. En el caso de equilibrios iónicos se ven afectados por la concentración en disolución de electrolitos que no participen directamente en la reacción

72 11/06/ EFECTO DE LOS ELECTROLITOS EN LOS EQUILIBRIOS QUIMICOS Las constantes de equilibrio basadas en concentración se escriben frecuentemente con un apostrofe: K` w, K` ps y K` a. La posición de muchos equilibrios en disolución dependen de la concentración de electrolitos del medio, incluso si el electrolito añadido no contiene iones comunes con los que participan en el equilibrio.

73 11/06/ EFECTO DE LAS CARGAS IONICAS EN LOS EQUILIBRIOS La magnitud del efecto de los electrolitos depende en gran medida de las cargas de las especies que participen en el equilibrio. Cuando solo hay especies neutras la posición del equilibrio es independiente de la concentración de los electrolitos. Si participan especies iónicas, la magnitud del efecto del electrolito aumenta con la carga. Por ejemplo la solubilidad del BaSO 4 en KNO M es mayor que en agua pura por que el BaSO 4 tiene 2 cargas

74 11/06/ EFECTO DE LA FUERZA IONICA El efecto del electrolito añadido en los equilibrios es independiente de la naturaleza química del electrolito, pero depende de la fuerza iónica. La fuerza iónica es = μ = ½( [A]Z 2 A + [B] Z 2 B + [C] Z 2 C+….. ) Donde [A] + [B] + [C] son las concentrations molares de A,B,C y Z 2 A, Z 2 B + Z 2 C son las cargas.

75 11/06/ EFECTO DE LA FUERZA IONICA La fuerza iónica de una solución de un electrolito fuerte que solo consista en iones de una carga es idéntica a su concentración molar total. Diferente si la solución tiene iones de cargas múltiples donde la fuerza iónica es mayor que la concentración molar.

76 11/06/ EL EFECTO SALINO El efecto salino resulta de las fuerzas de atracción y repulsión electrostáticas que existen entre los iones de un electrolito y los iones que participan en un equilibrio. La concentración efectiva de los iones disminuye a medida que aumenta la fuerza iónica del medio.

77 11/06/ Solución de problemas de equilibrios múltiples Un sistema complejo puede ser por ejemplo: BaSO 4 (s) Ba 2+ + SO 4 2- SO H 3 O + HSO 4- + H 2 O 2 H 2 O H 3 O + + OH - En este sistema hay 5 especies cargadas. Para resolver este problema serian 3 Constantes. La mas importante es la de balance de masas. [Ba 2+ ] = [ SO 4 2- ] + [HSO 4- ] Numero de moles/L carga positiva = Numero de moles/L de cargas negativas

78 11/06/ Solución de problemas de equilibrios múltiples Escribir las reacciones ajustadas Escribir la ecuación para la cantidad que se desconoce Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio Escriba las expresiones del balance de masas Escriba las expresiones del balance de carga Cuente el numero de ecuaciones y el numero de incógnitas El numero de ecuac. Es > al numero de incógnita Establecer las aproximaciones convenientes Resolver las ecuaciones para las incógnitas Fueron validas las aproximaciones? Problema resuelto Parar por que el problema no tiene solución

79 11/06/ Ejemplo Calcular la solubilidad de Fe(OH) 3 en agua 1.Escribir las reacciones qcas Fe(OH) 3 Fe OH - 2H 2 O H 3 O + + OH - 2.Definir la incógnita. Solubilidad = [Fe 3+ ] Expresiones de las constantes de equilibrio: [Fe 3+ ] [OH - ] = 2* [H 3 O + ] [OH - ] 3 =1* Escribir las ecuaciones de balance de carga y masa [OH - ] = 3 [Fe 3+ ] + [OH - ] los dos balances son iguales. 5.El numero de incognitas y de ecuaciones son iguales.

80 11/06/ Ejemplo 6.Hacer las aproximaciones. [H 3 O + ] es muy pequeña entonces [H 3 O + ] << 3 [Fe 3+ ] y 3 [Fe 3+ ] =~ [OH - ] 7.Solucion de las ecuaciones Se despeja la [Fe 3+ ] que es = a 9* Se verifica la suposicion. Con este valor de 9* se calcula la [OH - ] y da 3* y con este valor se calcula [H 3 O + ] y da 3/10- 5 que no es mucho menor que el triple de [Fe 3+ ]. Esto significa que la suposicion no es valida. Entonces 3 [Fe 3+ ] << [H 3 O + ], luego la expresion del balance de masa es [H 3 O + ] = [OH - ] = 1*10 -7 M. Por tanto [Fe 3+ ] =2* M

81 11/06/ EFECTO DEL Ph EN LA SOLUBILIDAD La solubilidad depende del pH. Por lo general las precipitaciones analíticas se hacen en disoluciones tamponadas. Los precipitados que contienen un anion que es la base conjugada de un acido débil son mas solubles a valores bajos de pH que a valores altos.

82 11/06/ CALCULOS DE LA SOLUBILIDAD CUANDO EL PH ES CONSTANTE Ej: Calcule la solubilidad molar del oxalato de calcio en una solución tamponada a Ph = a Los equilibrios pertinentes: CaC 2 O 4 (s) Ca 2+ + C 2 O 4 2- El ion oxalato reacciona en agua para formar HC 2 O 4 - y H 2 C 2 O 4. Por consiguiente hay otros tres equilibrios presentes: H 2 C 2 O 4 + H 2 O H 3 O + + HC 2 O 4 - HC 2 O H 2 O H 3 O + + C 2 O H 2 O H 3 O + + OH - 2. Definir las incógnitas El oxalato de calcio es un electrolito fuerte por lo que su concentración molar analítica es igual a la concentración del ion calcio en el equilibrio.: solubilidad = [Ca +2 ]

83 11/06/ CALCULOS DE LA SOLUBILIDAD CUANDO EL PH ES CONSTANTE 3. Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio [Ca +2 ][C 2 O 4 2- ] = K ps = 1.7 x [H 3 O + ][HC 2 O 4 - ] = K 1 = 5.6 x [H 2 C 2 O 4 ] [H 3 O + ][C 2 O 4 - ] = K 2 = 5.42 x [HC 2 O 4 - ] [H 3 O + ][OH-] = K w = 1.0 x Expresiones de balance de masas Como el CaC 2 O 4 es la única fuente de Ca y de las tres especies de oxalato [Ca +2 ] = [C 2 O 4 2- ] + [HC 2 O 4 - ] + [H 2 C 2 O 4 ] = solubilidad. Además que si el pH es 4.00 entonces [H 3 O + ] =1.00x y [OH - ] = Kw / [H 3 O + ] = 1.0 x

84 11/06/ CALCULOS DE LA SOLUBILIDAD CUANDO EL PH ES CONSTANTE 5. Escribir la expresión del balance de carga. Para mantener el Ph en 4.00 se necesita una tampón. El tampón consiste de un ácido débil HA y su base conjugada A -. No se ha especificado la naturaleza y concentración de las tres especies, de modo que la información es insuficiente para hacer un balance de carga. 6.Cuente el numero de ecuaciones independientes e incógnitas. Se tienen 4 incógnitas [Ca 2+ ], [C 2 O 4 - ], [HC 2 O 4 - ], [H 2 C 2 O 4 ] así como cuatro relaciones algebraicas independientes. Lo que resta es hacer las aproximaciones que en este caso no es necesario por que se obtiene una ecuación exacta fácilmente y por ultimo resolver las ecuaciones.

85 11/06/ Reacciones Químicas Unas sustancias se transforman en otras, por tanto las propiedades de las primeras desaparecen para dar lugar a unas nuevas propiedades, las de los productos Todos estos fenómenos son debidos a que los reactivos iniciales rompen sus enlaces para reorganizarse formando otros nuevos que darán lugar a nuevas propiedades

86 11/06/ Cambio físico Fundir hielo Cambio químico La composición química de una sustancia cambia. Oxidación del hierro Reacción química A la sustancia le ocurre un cambio químico y forma una nueva sustancia.

87 11/06/ Cuando una reacción química alcanza el estado de equilibrio, las concentraciones de reactivos y productos permanecen constantes en el tiempo, sin que se produzcan cambios visibles en el sistema. En el equilibrio químico participan distintas sustancias como productos y reactivos El equilibrio entre dos fases de la misma sustancia se denomina equilibrio físico debido a que los cambios que ocurren son procesos físicos. Equilibrio homogéneo se aplica a las reacciones en que todas las especies reaccionantes se encuentran en la misma fase Equilibrio heterogéneo se aplica a las reacciones en las que alguna de las especies reaccionantes se encuentra en una fase diferente.

88 11/06/ Reacciones en disolución La mayor parte de las reacciones de nuestro Interés tienen lugar en medios acuosos. El agua es un disolvente polar que actúa sobre los compuestos iónicos o compuestos covalentes polares produciendo su ionización total o parcial (equilibrio de disociación)

89 11/06/ El agua es una molécula polar, forma puentes de H consigo misma y con otros solutos. El agua es un buen disolvente para moléculas polares y solutos cargados.

90 11/06/ REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS: REACTIVOS (transformación) formación de nuevos enlaces reagrupamiento ruptura de enlaces N 2 + 3H 2 2NH 3 REACTIVOS PRODUCTOS Una ecuación química está ajustada si se conserva el nº de átomos en los dos miembros de la ecuación. Para ajustarla se utilizan los coeficientes estequiométricos PRODUCTOS Una ecuación química indica de forma simbólica los cambios que tienen lugar en una reacción química. Presentan la siguiente forma: En toda reacción química se cumple el principio de conservación de la masa y el principio de conservación de las cargas eléctricas, para ello, la reacción química debe estar AJUSTADA

91 11/06/ ¿Qué es un equilibrio químico? Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). EQUILIBRIO QUÍMICO.Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

92 11/06/ Equilibrio de moléculas (H 2 + I 2 2 HI) © GRUPO ANAYA. S.A.

93 11/06/ Variación de la concentración con el tiempo (H 2 + I 2 2 HI) Equilibrio químico Concentraciones (mol/l) Tiempo (s) [HI] [I 2 ] [H 2 ]

94 11/06/ Ejemplo. Escribir la expresión de la constante de equilibrio para la siguiente reacción: NH 3 (ac) + H 2 O NH 4 + (ac) + OH - (ac) Nota: Como la concentración del agua en una solución acuosa permanece prácticamente constante, el término [H 2 O] es una constante que no se escribe en la expresión algebraica, ya que puede considerarse parte de la constante Keq. Keq= [NH 4 ] [OH] [NH 3 ]

95 11/06/ Preguntas: 1.- Conociendo el valor de Keq para la hidrólisis del amoniaco, ¿Cuál es la especie más abundante en una solución acuosa de amoniaco, el NH 3, el NH 4 + o el ion OH - ? 2.- Sabiendo que el valor de Keq debe mantenerse constante, ¿Cómo variará la concentración de las especies NH 3 y NH 4 + si la concentración de OH - aumenta? 3.- ¿Cómo variará la concentración de las especies NH 3 y NH 4 + si la concentración de OH - disminuye?

96 11/06/ Nota importante: Los sólidos no se incluyen en las expresiones de constantes de equilibrio porque su concentración en la fase acuosa es igual a cero. Su concentración en la fase sólida (que es donde sí se encuentran), es constante, por lo que dicha concentración no se escribe, puesto que se considera parte de la Keq. (de modo que en su lugar escribimos simplemente un 1.

97 11/06/ Constante de equilibrio (K c ) En una reacción cualquiera: a A + b B c C + d D la constante K c tomará el valor: Para concentraciones en el equilibrio la K c cambia con la temperatura ¡ ATENCIÓN!: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

98 11/06/ Constante de equilibrio (K c ) En la reacción anterior: H 2 (g)+ I 2 (g) 2 HI (g) El valor de K C, dada su expresión, depende de cómo se ajuste la reacción. Es decir, si la reacción anterior la hubiéramos ajustado como: ½ H 2 (g) + ½ I 2 (g) HI (g), la constante valdría la raíz cuadrada de la anterior.

99 11/06/ Ejercicio A: Escribir las expresiones de K C para los siguientes equilibrios químicos: a) N 2 O 4 (g) 2 NO 2 (g); b) 2 NO(g) + Cl 2 (g) 2 NOCl(g); c) CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g); d) 2 NaHCO 3 (s) Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). a) b) c) d)

100 11/06/ Ejercicio B: En un recipiente de 250 ml se introducen 3 g de PCl 5, estableciéndose el equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g). Sabiendo que la K C a la temperatura del experimento es 0,48, determinar la composición molar del equilibrio.. Equilibrio: PCl 5 (g) PCl 3 (g) + Cl 2 (g) Moles inic.: 3/208,2 0 0 Moles equil. 0,0144 – x x x Moles equil. 0,0014 0,013 0,013

101 11/06/ Constante de equilibrio (K p ) En las reacciones en que intervengan gases es mas sencillo medir presiones parciales que concentraciones: a A + b B c C + d D y se observa la constancia de K p viene definida por:

102 11/06/ Constante de equilibrio (K p ) En la reacción vista anteriormente: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) 2 SO 3 (g) p(SO 3 ) 2 K p = p(SO 2 ) 2 · p(O 2 ) De la ecuación general de los gases: p ·V = n ·R·T se obtiene: n p = ·R ·T = concentración · R · T V SO 3 2 (RT) 2 K p = = K c · (RT) –1 SO 2 2 (RT) 2 · O 2 (RT)

103 11/06/ Constante de equilibrio (K p ) (continuación) Vemos, pues, que K P puede depender de la temperatura siempre que haya un cambio en el nº de moles de gases p c c · p D d C c (RT) c · D d (RT) d K p = = = p A a · p B b A a (RT) a · B b (RT) b en donde n = incremento en nº de moles de gases (n productos – n reactivos )

104 11/06/ Ejemplo: Calcular la constante K p a 1000 K en la reacción de formación del amoniaco vista anteriormente. (K C = 1,996 ·10 –2 M –2 ) N 2 (g) + 3 H 2 (g) 2 NH 3 (g) n = n productos – n reactivos = 2 – (1 + 3) = –2 K P = K c · (RT) n = L 2 atm·L –2 1,996 ·10 –2 · 0,082 ·1000K = mol 2 · mol · K K p = 2,97 · 10 –6 atm –2

105 11/06/ De la ecuación de los gases podemos deducir: p 10 atm · mol ·K [N 2 O 4 ] inic. = = = 0, 38 M R · T 0,082 atm·L · 318 K Equilibrio: N 2 O 4 2 NO 2 conc. Inic. (M) 0,38 0 conc. Equil. (M)0,38 – x 2x NO 2 2 4x 2 K c = = = 0,671 x = 0,18 N 2 O 4 0,38 – x Ejercicio C: La constante de equilibrio de la reacción: N 2 O 4 2 NO 2 vale 0,671 a 45ºC. Calcule la presión total en el equilibrio en un recipiente que se ha llenado con N 2 O 4 a 10 atmósferas y a dicha temperatura. Datos: R = 0,082 atm·l·mol -1 ·K -1.

106 11/06/ ASPECTOS BÁSICOS DEL EQUILIBRIO QUÍMICO. Estado de equilibrio: estado en que la composición del sistema permanece constante en el tiempo. Equilibrio dinámico. Los sistemas evolucionan espontáneamente hacia un estado de equilibrio. Las propiedades del estado de equilibrio son las mismas, independientemente de la dirección desde la que se alcanza. Perspectiva cualitativa. Perspectiva cualitativa.

107 11/06/ Cuando se produce una reacción química, las concentraciones de cada reactivo y producto va variando con el tiempo, hasta que se produce el equilibrio químico, en el cual las concentraciones de todas las sustancias permanecen constantes. VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN QUÍMICA.

108 11/06/ La velocidad de una reacción es una magnitud positiva que expresa el cambio de la concentración de un reactivo o un producto con el tiempo Algunas reacciones son casi instantáneas, como la explosión del TNT; otras son muy lentas, como la transformación de diamante en grafito Ejemplo I 2 (g) + H 2 (g) 2 HI (g) La velocidad de la reacción puede expresarse en término del aumento de la concentración de producto ocurrida en un intervalo de tiempo t : También puede expresarse como la disminución de la concentración de los reactivos ocurrida en un intervalo de tiempo t :

109 11/06/ Problema: En la reacción 2 CO 2 2 CO + O 2 se han formado 0,3 moles de O 2 en 10 segundos. Calcula la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida al reactivo y a los productos Solución: De acuerdo con la estequiometría de la reacción, se formarán 0,6 moles de CO mientras que desaparecerán 0,6 moles de CO 2 l Velocidad de desaparición de CO 2 en el intervalo de 10 s: l Velocidad de aparición de CO en el intervalo de 10 s: l Velocidad de aparición de O 2 en el intervalo de 10 s:

110 11/06/ ORDEN DE UNA REACCIÓN. Cuando todos los reactivos se hallan formando una misma fase física (reacciones homogéneas), la velocidad es proporcional a las concentraciones de los reactivos elevada cada una de ellas a una determinada potencia. Sea la reacción: a A + b B productos La velocidad de reacción se expresa como: v = K [A] m [B] n Esta ecuación se denomina ecuación de la velocidad o ley de la velocidad de la reacción y debe determinarse experimentalmente K = constante de velocidad o velocidad específica El valor del exponente al que está elevada la concentración de un reactivo en la ecuación de velocidad se denomina orden de la reacción con respecto a dicho reactivo. La suma de todos los exponentes se llama orden total o simplemente orden de la reacción

111 11/06/ En la expresión: v = k · [A n · [B m Se denomina orden de reacción......al valor suma de los exponentes n + m. Se llama orden de reacción parcial a cada uno de los exponentes. Es decir, la reacción anterior es de orden n con respecto a A y de orden m con respecto a B.

112 11/06/ Problema: La ley de velocidad para la reacción A B es de la forma v = K [A] 2 ¿Cuál es el orden de la reacción con respecto a A y el orden total? Solución: La reacción es de orden 2 con respecto a A El orden total también es 2, ya que en la reacción de velocidad sólo aparece la concentración de A Problema: La velocidad de la reacción del proceso no espontáneo aA + bB productos está dada por la expresión v = K [A] [B] ¿Cuál es el orden total de la reacción? Solución: La reacción es de primer orden respecto al reactivo A La reacción es de primer orden respecto al reactivo B El orden total de la reacción es = 2

113 11/06/ Ejemplo: Determina los órdenes de reacción total y parciales de las reacciones anteriores: H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g)v = k · [H 2 · [I 2 H 2 (g) + Br 2 (g) 2 HBr (g)v = k · [H 2 · [Br 2 1/2 H 2 (g) + I 2 (g) 2 HI (g) v = k · [H 2 · [I 2 –Reacción de segundo orden (1 + 1) –De primer orden respecto al H 2 y de primer orden respecto al I 2. H 2 (g) + Br 2 (g) 2 HBr (g) v = k · [H 2 · [Br 2 ½ –Reacción de orden 3 / 2 (1 + ½) –De primer orden respecto al H 2 y de orden ½ respecto al Br 2.

114 11/06/ FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN. VELOCIDAD DE REACCIÓN Concentración de los reactivos Temperatura del sistema Presencia de catalizadores Naturaleza de los reactivos Facilidad de los reactivos para entrar en contacto

115 11/06/ Naturaleza de los reactivos: La velocidad de reacción varía mucho según la naturaleza de los reactivos. Por ejemplo, un trozo de sodio pierde inmediatamente su brillo debido a su reacción con el oxígeno y el agua atmosféricos. El hierro también reacciona con el oxígeno y la humedad del aire, formando herrumbre, pero de forma más lenta Oxidación del hierro Oxidación del sodio

116 11/06/ Concentración de los reactivos La velocidad de una reacción aumenta cuando crece la concentración de los reactivos. Al aumentar el número de moléculas confinadas será mayor la frecuencia con que éstas colisionan entre sí. Por ejemplo, una astilla de madera arde con relativa rapidez en el aire (que contiene 20% de oxígeno) pero se inflama inmediatamente con oxígeno puro, que contiene mayor concentración de moléculas

117 11/06/ Facilidad de los reactivos para entrar en contacto Si las reacciones se llevan a cabo en fase gaseosa o en disolución líquida, las moléculas de los reactivos colisionan con mucha facilidad. Cuando un de los reactivos es sólido, y se reduce el tamaño de las partículas, reduciéndolo a un polvo fino, aumenta el área de contacto con los otros reactivos, lo que se traduce en un aumento de la velocidad de la reacción Por ejemplo, al dividir un cubo de 1 cm de arista en 10 6 cubos de 0,01 cm de arista, el área se multiplica por 100

118 11/06/ Temperatura del sistema La velocidad de casi todas las reacciones aumenta al elevar la temperatura. Un aumento de 10 ºC hace que se duplique la velocidad de la reacción. Cuanto más alta sea la temperatura, mayor será la energía cinéticas de las moléculas, lo que supone un aumento del número de colisiones moleculares y por consiguiente, un aumento de la velocidad de la reacción. l La temperatura de los insectos sigue las oscilaciones del ambiente. Por ello, la actividad de una abeja es inferior en invierno, porque las reacciones bioquímicas de su organismo son más lentas. l El carbón y la gasolina no arden a temperatura ambiente, pero cuando se calientan se produce una rápida combustión.

119 11/06/ Al final de la reacción, los catalizadores aparecen íntegros, aunque a veces, en distinto estado de agregación. Por ejemplo, la reacción entre H 2 y O 2 ocurre a velocidad despreciable a temperatura ambiente, pero en presencia de platino finamente dividido la reacción es bastante rápida. La naturaleza del catalizador puede determinar los productos de la reacción. Presencia de un catalizador Si se utiliza óxido de cinc, se forma metanol Ejemplo: cuando se utiliza níquel como catalizador, la reacción entre el CO y el H 2 produce metano Los catalizadores son sustancias que, añadidas a los reactivos, aumentan la velocidad de la reacción.


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