PROCESOS DE PRODUCION y MANTENIMIENTO INDUSTRIAL: QUÍMICA

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OBJETIVO:

El alumno calculara los puntos de equilibrio en cinéticas químicas, además tendrá la capacidad de interpretar los cambios de energía en las reacciones mismas.

Unidad Tematica 3

5. TERMODINAMICA QUIMICA

Es la teoria unificada de las transformaciones fisicas y químicas. Presenta 3 teoremas sobre los cuales se forma toda la disciplina:
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- Primer teorema: “Minimizacion lineal y la condición de homogeneidad”
- Segundo teorema: “Las variables de composición y los potenciales de los fluidos”
- Tercer teorema: “La dinámica del equilibrio y la definición de los potenciales de los elementos”

La termodinámica estudia las relaciones de calor con otras formas de energia. Nos permite predecir cómo cambiarán las reacciones químicas en función de la temperatura y cómo los cambios en la estructura de las moléculas pueden afectar a las propiedades de equilibrio de una concentración de dichas moléculas.

Propiedades Termodinámicas Básicas.

ΔG — Variación en la energía libre entre reactivos y productos; esta propiedad mide la capacidad del sistema para reaccionar. Las reacciones con un valor ΔG negativo tienen lugar de forma espontánea. Las reacciones en las que ΔG es positivo es necesaria una aportación de energía para que se produzca la reacción.
ΔH — Variación de la entalpía entre reactivos y productos; la entalpía es el calor liberado o absorbido por una reacción a presión constante. Las reacciones que absorben calor tienen un valor ΔH positivo y las que producen calor lo tienen negativo.
ΔS — Variación de la entropía entre reactivos y productos; la entropía es un cálculo estadístico del número de procesos o posibles conformaciones. Un ΔS positivo indica que el desorden o número de conformaciones posibles del sistema está aumentando y viceversa.
ΔCp — Variación en la capacidad calorífica entre reactivos y productos; cuando se calienta una disolución de moléculas, parte de la energía térmica aumenta la energía cinética de las moléculas, incrementando la temperatura, mientras la otra parte da lugar a vibraciones más rápidas o a la rotación de la molécula. La capacidad calorífica mide la energía que puede almacenar una molécula en estas rotaciones o vibraciones internas.

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Referencias:
- Repaso de termodinámica química. Recopilado en Oct. 26, 2008 de:
http://mit.ocw.universia.net/7.51/f01/pdf/fa01-lec06.pdf
- Teoremas fundamentals de termodinámica química. Recopilado en Oct. 26, 2008 de: http://www.luventicus.org/articulos/02AAL001/iii_resumenypalabrasclave.html

4. EQUILIBRIO OXIDO REDUCCION Y SOLUBILIDAD

La constante de equilibrio de una reacción de oxidación-reducción se obtiene a partir del potencial de una celda galvánica adecuada. Las expresiones de equilibrio para estas reacciones se formulan de la manera usual de la constante de equilibrio.
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Es bastante común que en una solución se establezcan dos o más equilibrios. Si cual­quier ion participa en más de uno de estos equilibrios, se dice que las reacciones "interaccionan", o que el equilibrio se establece en forma simultánea. Se puede utilizar el principio de Le Chatelier para hacer las predicciones cualitativas del re­sultado de estas interacciones. Los cálculos cuantitativos pueden ser muy com­plicados.
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Es un principio general que las sales de los ácidos débiles, como los oxalatos, los sulfuros, los carbona­tos y los hidróxidos, son más solubles en soluciones ácidas que en soluciones bá­sicas.
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Equilibrio Oxido Reducción.
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Oxidación es la pérdida de electrones por parte de una especie, mientras que la reducción es la ganancia de electrones. Una reacción de oxidación-reducción es aquella en la que se transfieren electrones de un reactivo a otro.
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Las reglas para balancear las semireacciones son las mismas que se aplican para otro tipo de reacciones; es decir, el número de átomos de cada elemento, así como la carga neta de cada lado de la ecuación, deben ser iguales.
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Comparación de las reacciones redox con las reacciones ácido-base:
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Las reacciones de oxidación-reducción pueden visualizarse de manera análoga al concepto de Bronsted-Lowry para las reacciones ácido-base. Ambos tipos de reacciones implican la transferencia de una o más partículas cargadas, desde un donador hacia un receptor; en las reacciones de oxidación-reducción las partículas son electrones y en las de neutralización, son protones. Cuando un ácido dona un protón, se convierte en una base conjugada que es capaz de aceptar un protón. Por analogía, cuando un agente reductor dona un electrón, se convierte en un agente oxidante, que puede aceptar un electrón. Este producto se podría denominar oxidante conjugado, pero este término casi nunca se utiliza.
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Reacciones de oxidación-reducción en celdas electroquímicas:
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Muchas reacciones de oxidación-reducción pueden llevarse a cabo de dos maneras; los dos métodos son muy diferentes físicamente. En uno, la reacción se realiza por contacto directo entre el oxidante y el reductor en un recipiente adecuado. En el segundo, los reactivos no están en contacto directo entre sí.
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Un aspecto característico de las reacciones de oxidación-reducción es que la transferencia de electrones, y por tanto una reacción neta idéntica, comúnmente se puede llevar a cabo en una celda electrolítica, en la que el agente oxidante y el agente reductor están separados físicamente.
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Referencia:
- Reacciones REDOX. Recopilado en Oct. 26, 2008 de:

3. EQUILIBRIO ACIDO BASE

Por convención, cuando se trabaja con una especie ácida, a la constante de equilibrio de dicha especie se la denomina constante de acidez, y se designa Ka; y cuando se trabaja con una especie básica, a la constante de equilibrio se la denomina constante de basicidad y se designa Kb.
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No obstante, el equilibrio iónico es un tipo especial de equilibrio químico, por ende, a la hora de hacer cálculos, se trata como tal.
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Relación entre Ka y Kb.
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Por la teoría ácido-base de Brønsted-Lowry sabemos que existen pares conjugados ácido-base (un ácido genera una base conjugada y una base genera un ácido conjugado, cuyas fuerzas quedan determinadas por la fuerza opuesta del ácido/base que les dio origen).
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Equilibrio Acido Base.
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- Es el mantenimiento de un nivel normal de la concentración de iones hidrogeno (H+) en los fluidos del organismo. El (H+) es un protón.
- La concentración de iones (H+) de una solución determina su grado de acidez.
- Los ácidos son sustancias químicas que liberan protones o dadoras de protones.
- Bases son las que captan protones o sea aceptadoras de protones.
- Neutra la que tiene una misma cantidad de iones hidrógeno y alcalinas.
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Referencia:
- Equilibrio iónico. Recopilado en Oct. 26, 2008 de:

2. CINÉTICA QUÍMICA

Este campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción, de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción.
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Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, por ejemplo el hierro en presencia de aire; otras reaccionan rápidamente, como por ejemplo el sodio también en presencia de aire; y hay sustancias como el papel en presencia de aire que no reaccionarían jamás sin el auxilio del fuego, pero una vez comenzada la reacción ésta se desarrolla rápidamente.
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La Cinética Química es la rama de la química que estudia cuantitativamente la rapidez de reacción. También estudia el cambio de la composición de los estados energéticos con respecto al tiempo. Una reacción puede ser espontánea de acuerdo a las leyes termodinámicas, pero para saber si ocurre o no ocurre, ésta debe ocurrir en lapso de tiempo razonable. En este caso es imprescindible notar la diferencia entre espontaneidad y rapidez.
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Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores.
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- Velocidad de reacción: La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o producto que se forma por unidad de tiempo.
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La unidad es molaridad/segundos (M / s).
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En una reacción química pueden intervenir diversos factores que se encargan de modificar (ya sea aumentando o disminuyendo) la velocidad de la misma. Estos factores son:
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a) Temperatura: A mayor temperatura, mayor velocidad de reacción. La temperatura representa uno de los tipos de energía presente en la reacción. El sentido del flujo de energía entre los miembros de la reacción, determina si esta es exotérmica o endotérmica.
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Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo.
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Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación.
La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura.
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b) Superficie de contacto: A mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción. La superficie de contacto determina el número de átomos y moléculas disponibles para la reacción. A mayor tamaño de partícula, menor superficie de contacto para la misma cantidad de materia.
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Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción.
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Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz. Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua, para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.
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Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera (aserrín), que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa.
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c) Agitación: La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivos aumentando la superficie de contacto entre ellos.
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d) Luz: Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva: H2 + Cl2 --> 2HCl.
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Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como por ejemplo, el peróxido de hidrógeno: 2H2O2 + luz --> 2H2O + O2.
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e) Estado de agregación: El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que presenta mayor velocidad de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por último los sólidos.
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f) Concentración: A mayor concentración, (mayor presencia de moléculas por unidad de volumen), mayor velocidad de reacción de uno de los reactivos. La concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas presentes en un compuesto o mezcla.
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Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de las mismas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión. En la figura siguiente se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción.


La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma: M/seg.

a) Velocidad = -(moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro)/(tiempo en segundos)

b) Velocidad = (moles o gramos de sustancias obtenidas por litro)/(tiempo en segundos)
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La velocidad de una reacción química relaciona el cambio en la concentración de reactivos o productos con el tiempo y se expresa, usualmente, en mol/l × s. Durante el transcurso de una reacción, las moléculas de reactivos van desapareciendo, al tiempo que se forman los productos.
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La velocidad de la reacción se puede estudiar observando la disminución de la concentración de reactivos o el aumento de la concentración de productos. En la reacción siguiente:
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Br2 + H - COOH --> 2 HBr + CO2
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Su velocidad se establece midiendo la variación de la concentración de los reactivos o de los productos con el tiempo. Si se selecciona un producto, la expresión de la velocidad tiene signo positivo, ya que la variación de su concentración siempre es positiva. Si se selecciona el reactivo Br2, su velocidad de desaparición tendrá signo negativo.
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g) Catalizadores: Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores. Algunos ejemplos son:
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i. Catalizadores de contacto o heterogéneos: No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción. Una reacción en la cual los reactantes y el catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea. Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra.
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Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxido férrico (Fe2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros.
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ii. Catalizadores de transporte u homogéneos: Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes. Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno: 2SO2 + O2 --> 2SO3.
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El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno (oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2): 2NO + O2 --> 2NO2.
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Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose) con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3) y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO):

2SO2 + 2NO2 --> 2NO + 2SO3
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Son características de los catalizadores:
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a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador.
b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él.
c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de la misma.
d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones.
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La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccionantes, pueden disminuir o detener la acción del catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenos del catalizador.
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Resumiendo: para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita.
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- Naturaleza de los reactantes: La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas. En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto,las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable.
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Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.
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Factores que influyen en el equilibrio químico: Principio de Le Chatelier
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El Principio de Le Chatelier se puede enunciar de la siguiente manera: Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración, etc.) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación. Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la contentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).
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El Principio de Le Chatelier, postulado por Henri-Louis Le Chatelier (1850-1936), un químico industrial francés, establece que: si un sistema en equilibrio es perturbado, el sistema evoluciona para contrarrestar dicha perturbación, llegando a un nuevo estado de equilibrio. Este principio realmente es equivalente al principio de la conservación de la energía.
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El rendimiento de una reacción química se ve disminuido por la tendencia a alcanzar el estado de equilibrio, ya que los reactivos no se transforman al cien por ciento en productos. Para conseguir que el equilibrio se rompa desplazándose en el sentido que nos interesa, es necesario saber qué factores se pueden modificar. Los cambios de cualquiera de los factores: presión, temperatura o concentración de las sustancias reaccionantes o resultantes, pueden hacer que una reacción química evolucione en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado. Todos los cambios que afectan el estado de equilibrio son predecibles según el principio de Le Chatelier.
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Basándonos en el Principio de Le Chatelier, vamos a ver los efectos que producen distintos factores externos sobre un sistema en equilibrio.
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a) Concentración: Si disminuimos la concentración de un sistema en equilibrio químico, éste se desplazará en sentido contrario a donde haya sido afectado, y si se diere un aumento en la concentración (caso contrario), éste se desplazará en el mismo sentido. Por ejemplo:
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H2 + I2 --> 2HI
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si aumentamos la concentración de H2: H2 + I2 --> 2HI
-------->
esta se desplaza hacia la derecha para disminuir la acción y equilibrar la ecuación. Y si disminuimos la concentración de dicho elemento:
H2 + I2 --> 2HI
<-------- esta se desplaza hacia la izquierda para de la misma forma disminuir la accion y equilibrar la ecuacion.

b) Cambio de temperatura: Cuando se aumenta la temperatura en un sistema en equilibrio, este se desplazara en el sentido que absorba el calor aplicado. Hay dos tipos de variación con la Temperatura:
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i) Exotérmica: que es aquella que libera o desprende calor. Por ejemplo: A + B --> C + D + Calor
En este caso se puede apreciar que si aumentamos la temperatura, habra un desplazamiento del equilibrio hacias los reactantes, y será hacia los productos si se disminuye.
ii) Endotérmica: Es aquella que absorbe el calor. Por ejemplo: A + B + Calor --> C + D
En este otro caso, se aprecia que al disminuir la temperatura afecta visiblemente a los reactantes produciendose un desplazamiento del equilibrio hacia estos. En cambio si aumentamos la temperatura se verá que el equilibrio se irá hacia los productos.
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c) Cambio de presión: El aumento de la presión de todo el sistema hace que el equilibrio se desplace hacia el lado de la ecuación química que produce menos cantidad de moles gaseosos. En el proceso contrario, al disminuir la presión el equilibrio se desplaza hacia el lado que produce la mayor cantidad de moles gaseosos. Lógicamente, en el caso de que las cantidades de moles gaseosos sean iguales para cada lado de la ecuación, no se producirán cambios, es decir que el equilibro no se desplazará. También se puede aumentar la presión del sistema sin afectar el equilibrio agregando un gas noble.
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d) Catalizadores: No modifican el sentido del equilibrio, porque influyen por igual en las velocidades de las dos reacciones implicadas en todo equilibrio; tan sólo afectan a la energía de activación tanto a la derecha como a la izquierda, por lo tanto solamente cambian la cantidad de tiempo necesario para alcanzar el equilibrio.
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Referencias:
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- Velocidad de reacción. Recopilado en Oct. 25, 2008 de: http://es.wikipedia.org/wiki/Velocidad_de_reacción
- Cinética Química. Recopilado en Oct. 25, 2008 de:
- Cinética Química. Recopilado en Oct. 25, 2008 de:
- Velocidad de reacción. Ecuación de velocidad. Recopilado en Oct. 25, 2008 de:
- Principio de Le Chatelier. Recopilado en Oct. 25, 2008 de:
- Principio de Le Chatelier. Recopilado en Oct. 25, 2008 de:

1. CONSTANTES DE EQUILIBRIO

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

Expresión de la constante de equilibrio.

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse.

La expresión de una reacción genérica es:

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.
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- Soluto: Es la cantidad que se encuentra en menor proporción de una solución, su forma puede ser en estado solido, liquido o gaseoso.
- Solvente: Es la cantidad que se encuentra en mayor proporción en una solución, tradicionalmente es agua o algún otra solución acuosa.
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Para retroalimentarse con el concepto de concentracion molar revise el siguiente link de "Tipos de Concentración". Recopilado en Oct. 24, 2008 de: http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/concentracion.htm#Molaridad

La constante de equilibrio: Kc o Kp.

Cuando se trata de mezclas gaseosas, a veces resulta más adecuado describir la composición en términos de presiones parciales. Para ello hay que adaptar la expresión de la constante de equilibrio y referirla, en vez de a concentraciones Kc, a presiones parciales Kp.
Kp y Kc se relacionan mediante la ley de los gases ideales, de forma que conocida una puede conocerse la otra:
PV = nRT Þ P = (n/V) RT Þ P = cRT
Para cada componente del equilibrio se puede escribir una ecuación similar, de tal forma que en el siguiente ejemplo puede deducirse que:
Generalizando:

Kp = Kc (RT)Dn

de manera que Dn es la variación del número de moles en la ecuación. Se representa como la diferencia entre el número de moles de gas en los productos y el número de moles de gas en los reactivos:
Dn = ngas (productos) - ngas (reactivos)

en las reacciones en que no existe variación en el número de moles, Kc = Kp

Magnitud de la constante de equilibrio.

La magnitud de la constante de equilibrio informa sobre el estado de equilibrio, es decir, sobre la extensión con que una reacción química se lleva a cabo. Si la constante de equilibrio para una reacción química (Kp o Kc) tiene un valor muy grande, el grado de conversión de reactivos a productos es muy alto. Por el contrario, valores numéricos de Kp o Kc muy pequeños indican que el grado de conversión de reactivos a productos es muy pequeño.
Por ejemplo, en las siguientes reacciones, que transcurren ambas a 298 K:
El valor alto de Kc para la primera ecuación indica que prácticamente toda la cantidad de reactivos se ha convertido en productos. Por el contrario, el valor bajo de Kc para la segunda ecuación indica que la cantidad de reactivos que se ha convertido en productos es muy baja.

Cociente de reacción.

El cociente de reacción se designa con la letra Q y coincide con la expresión de la constante de equilibrio, pero con la diferencia de que puede ser evaluado en cualquier instante de la reacción y para cualquier valor de las concentraciones de los reactivos y/o de los productos. No es necesario el estado de equilibrio para calcular el valor de Q.

Para la reacción:
pueden darse las siguientes situaciones:

1. Si Q = Kc, el sistema esta en equilibrio.
2. Si Q ≠ Kc, el sistema evolucionará hacia el estado de equilibrio. Para saber en que sentido evolucionará la reacción es necesario comparar los valores de ambos:
  • Si Q es menor a Kc, significa que el cociente de las concentraciones iniciales es menor que el que debería ser en el equilibrio. El modo de alcanzar el equilibrio es incrementar la concentración de HI (g), ya que asi se reducen las de H2 (g) y I2 (g). La reacción directa se produce con mayor extensión que la inversa, hasta que se alcanza el equilibrio.
  • Si Q es mayor a Kc, el valor del cociente de las concentraciones iniciales es superior al que corresponde al estado de equilibrio. La reacción inversa se produce con mayor extensión que la directa, hasta que el valor de Q se iguala con Kc.

Para el equilibrio en una solución, la actividad es el producto de la concentración y el coeficiente de actividad. Es una practica común el determinar las constantes de equilibrio en un medio de fuerzas iónicas altas. Bajo esas circunstancias, el cociente de los coeficientes de actividad son constantes efectivamente y la constante de equilibrio es tomada para ser un cociente de concentración.

Todas las constantes de equilibrio dependen de la temperatura y la presión (o el volumen).

El conocimiento de las constantes de equilibrio es esencial para el entendimiento de muchos procesos naturales como la transportación de oxigeno por la hemoglobina en la sangre o la homeostasis ácido-base en el cuerpo humano.

Las constantes de estabilidad, constantes de formación, constantes de enlace, constantes de asociación y disociación son todos tipos de constantes de equilibrio.

Ejemplo de aplicación: Proceso Haber.

Antes de la primera guerra mundial los químicos Fritz Haber y Carl Bosch diseñaron un proceso para obtener amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno. Al principio, este producto fue usado principalmente para producir explosivos. En la actualidad se usa mayoritariamente para obtener fertilizantes y plásticos.

En química, el proceso de Haber - Bosch es la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. La importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78.1% del aire que nos rodea es nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas. No fue sino hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse forma nitritos y nitratos. Éstos son esenciales en los fertilizantes.

Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+), en el que óxidos de aluminio (Al2O3) y potasio (K2O) también se utilizan. Otros factores que aceleran la reacción son que se opera bajo condiciones de 200 atmósferas y 450-500°C, resultando en un rendimiento del 10-20%.

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g) + ΔH ...(1)

La ΔH representa el calor generado, también llamado entalpía, y equivale a -92.4 kj/mol. Como libera calor, la reacción es exotérmica.

El proceso fue patentado por Fritz Haber. En 1910, Carl Bosch comercializó el proceso y aseguró aún más patentes. Haber y Bosch fueron galardonados con el Nobel de Química en 1918 y 1931 respectivamente, por sus trabajos y desarrollos en la aplicación de la tecnología en altas presiones y temperaturas.

El proceso Haber produce más de 100 millones de toneladas de fertilizante de nitrógeno al año. 0.75% del consumo total de energía mundial en un año va para el proceso. Los fertilizantes que se obtienen son responsables por el sustento de más de un tercio de la población .

Actividad 11:

El alumno desarrollara ejercicios de calculo de constantes de equilibrio.

Referencias:

- La Constante de Equilibrio. Recopilado en Oct. 24, 2008 de: http://www.hiru.com/es/kimika/kimika_01300.html
- Constante de Equilibrio. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_equilibrio
- Proceso Haber. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://es.wikipedia.org/wiki/Proceso_de_Haber
- Proceso Haber. Recopilado en Oct. 24, 2008 de:
http://www.elpais.com/fotografia/proceso/Haber-Bosch/elpdiasoc/20071017elpepifut_5/Ies/