15 de octubre de 2013 Química inorgánica Trabajo colaborativo 1

Temas a tratar Repaso de temas claves Revisión del enunciado Molecularidad Concentración vs. tiempo según expresión de velocidad de reacción Conversión y concentración Dependencia de k vs. T Principio de Lechatelier Constante de equilibrio Equilibrio heterogéneo Energía libre de Gibbs y Equilibrio Kp y Kc Cálculo de propiedades termodinámicas Revisión del enunciado

Repaso de temas claves

Para una reacción elemental Molecularidad Para una reacción elemental Una reacción compleja esta compuesta de reacciones elementales Adaptado de: Reacciones elementales y complejas. En: https://www.googledrive.com/host/0B8D9hqTwggUiZ0hWMlNsRGdjeGs/cinetica_quimica_mecanismos_reaccion/reacciones_elementales_complejas.htm

Concentración vs tiempo A → Productos Del módulo, Lección 3 Reacciones de orden 0 Reacciones de orden 1 Reacciones de orden 2

Conversión vs Concentración A + B → Productos Conversión de A al tiempo t: 𝐶𝑜𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑖ó𝑛= 𝛼= [𝐴] 0 −[𝐴] 𝑡 [𝐴] 0

Principio de LeChatelier Lección 10: ““el equilibrio se desplaza en la dirección en la que se disminuya el efecto que causa la tensión”” Ejemplo: reacción endotérmica en fase gaseosa: 𝐴 2 𝐵+ ∆𝐻 𝑅 ↔2𝐴+𝐵 Que pasa con el equilibrio… ¿Al aumentar presión? ¿Al aumentar temperatura?

Constante de equilibrio Lección 7.

Equilibrio heterogéneo Que incluye más de una fase. En la constante de equilibrio, solo se incluyen los gases y las sustancias en fase acuosa. Ejemplo: 2 𝐶𝑂 (𝑔) ↔ 𝐶 (𝑠) + 𝐶𝑂 2 (𝑔) 𝐾 𝑐 = [ 𝐶𝑂 2 ] [𝐶𝑂] 2

Kc y Kp Para reacciones en fase gaseosa, la constante de equilibrio también se puede expresar en término de presiones parciales Video recomendado: http://www.youtube.com/watch?v=9K_AYwnphmc

Entropía La entropía de una reacción depende de si aumenta o disminuye el desorden. Si aumenta, ∆SR >0, Si disminuye, ∆SR <0

Cálculo de propiedades termodinámicas Lección 14 También aplica para entropía y entalpía

Cálculo de propiedades termodinámicas Ejemplo: Fe2O3 + 3C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g) ∆ H° = 2∆H° Fe(s) + 3 ∙ ∆ H°CO(g)   - (∆ H°Fe2O3(s) + 3 ∆ H°C(s)) ∆ H° = 2 ∙ 0 + 3 ∙ - 110,5 – ( -822,2 + 3 ∙ 0) ∆ H° = 490,7 kJ /Mol Educaplus Simulador de variación de la entalpia. http://www.educaplus.org/play-41-Variaci%F3n-de-la-Entalp%EDa.html Sustancia Fe Fe2O3 C(s) CO(g) ∆H°(Kj/mol) -822,2 -110,5 Ejemplo tomado de: EducarChile. Termodinámica y equilibrio. En: http://www.educarchile.cl/ech/pro/app/detalle?id=133176

Cálculo de propiedades termodinámicas ∆ G = ∆ H - T ∆ S Unicoos. Energía libre de Gibbs. En: http://www.youtube.com/watch?v=FNr9wQg7gRA   Educaplus. Simluador de la energía libre de Gibbs. http://www.educaplus.org/play-76-Energ%EDa-libre-de-Gibbs.html

Energía libre de Gibbs y equilibrio Lección 15 En gases ideales: En soluciones muy diluidas:

Revisión del enunciado

Fin. ¡Éxitos!