PDF superior EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÉNEO EN LA FASE LÍQUIDA

Como podemos observar el valor de la constante de equilibrio teórico es 4.00 y difiere con los cálculos que nosotros hemos calculado. 5. DISCUSIÓN DE RESULTADOS:  La gran diferencia que se obtiene en los resultados de las constantes de equilibrio con la constante de equilibrio teórico encontrado se pude deber a muchos factores uno de ellos y factor importante es la temperatura ya que la temperatura de trabajo en el laboratorio varia y posiblemente sea superior a los 22 o C.

Una gran parte de los análisis químicos, tanto cualitativos como cuantitativos, se realizan por precipitación de sales poco solubles en un determinado disolvente, normalmente agua. La clave para una buena separación es el control de las condiciones, de modo que en el equili- brio aparezca la mayor cantidad posible de uno de los compuestos que se quiere separar, bien en la fase sólida o en la fase líquida.

Se trata de un equilibrio homogéneo en fase gaseosa, la disociación del pentacloruro de fósforo en tricloruro de fósforo y cloro. Como siempre, hay que establecer las condiciones del equilibrio y a partir de ahí calcular las dos constantes de equilibrio. Como único dato se tiene la densidad del pentacloruro, que habrá que relacionarla con las condiciones del equilibrio y así poder calcular el grado de disociación α. Una vez calculado éste las constantes de equilibrio se calculan de forma inmediata.

Otra forma de vaporizar un líquido es hacerlo isotérmicamente. Este proceso está re- presentado en la figura 4.5. El proceso es similar al de la figura 4.4, sólo que, en este caso, se realiza trabajo sobre el sistema limitado por paredes diatérmicas, en contacto con un baño con temperatura constante. El pistón se desplaza de tal forma a aumentar el volumen del sistema. La presión del estado inicial F disminuye (p F <p G ) hasta que apa- rece una pequeña porción de fase vapor (burbuja) y la presión alcanza a la de satura- ción. En este momento, con 2 fases, aunque se desplace el pistón aumentando el volu- men del sistema, la presión no cae porque sólo hay 1 grado de libertad. Mientras coexis- tan 2 fases el sistema permanecerá con la misma presión (p G =p H =p I ). En el momento que la fase líquida desaparece, la presión vuelve a caer (p J <p I ). Este proceso también se puede visualizar en el diagrama pv de la figura 4.6. En esta figura, se observa que los puntos G-H-I corresponden a situaciones físicas diferentes, aunque coincidan en un dia- grama pT.

15. La reacción de descomposición de 25 g de hidrógenocarbonato sódico se lleva a cabo a 100 °C en un recipiente de 2 l. Sabiendo que la constante de equilibrio, K p  a esa temperatura vale 0,231, calcule: a) Las presiones parciales y la presión total en equilibrio de los gases formados. b) La cantidad de hidrogenocarbonato que queda sin descomponer. 2NaHCO 3 (s)  Na 2 CO 3 (s) + H 2 O(g) + CO 2 (g). Masas atómicas: Na =23; H = 1; C = 12; O = 16. R = 0,082 atm · l/mol · K. Resp. a) P t  = 0,961 atm; P(CO 2 ) =

Por otro lado, el valor de la constante de equili- brio termodinámica depende, además de la presión estándar escogida, de la estequiometría de la reacci- ón e igual le ocurre al cociente de reacción. Además, el cociente de reacción, Q 0 , es función de P y de las cantidades de substancia de reactivos y productos, o de T, V y de las cantidades de substancia de reactivos y productos, como puede constatarse de la ecuación (10) mediante la oportuna substitución de las leyes de Dalton y de los gases ideales. Veamos en un ejemplo cómo influye la estequiometría en el valor de K 0 . Ejemplo 1: La constante de equilibrio termodinámica a una temperatura T para la reacción de formación del

La unidad didáctica que se diseñó toma en cuenta los resultados de la investigación educativa (Sánchez y Valcárcel, 1993) y hace un análisis crítico de los contenidos para que, mediante una secuencia y una metodología didácticas, propicie la construcción más significativa del concepto equilibrio químico por parte de los alumnos.

La hidrodecloración catalítica (HDC) en fase líquida, que consiste en remplazar el cloro por hidrógeno y producir el respectivo hidrocarburo y HCl, se considera una alternativa atractiva para la destrucción de compuestos organoclorados, ya que este proceso ocurre a condiciones de reacción moderadas. Aunque generalmente se ha realizado usando hidrógeno puro como agente reductor, el uso de otras fuentes de hidrógeno, podría hacer el proceso más viable, seguro y económico a escala industrial. Los catalizadores de paladio soportado han sido los más activos y selectivos, pero tienen la desventaja de desactivarse en presencia de clo- ruro de hidrógeno e impurezas orgánicas, razón por la cual, se ha propuesto el uso de una base para neutralizar y minimizar el efecto negativo del HCl [3, 4, 5, 6, 7].

Se introduce una cierta cantidad de NaHCO 3 (s) en un recipiente cerrado de 2 litros en el que previamente se ha hecho el vacío; se calienta a 400 ºC, y cuando se alcanza el equilibrio a la temperatura citada se observa que la presión en el interior del recipiente es de 0,962 atmósferas.

Esta actividad se plantea como una experiencia de cátedra (Anexo 2), que a ser posible será realizada en el laboratorio, pero que también podrá ser llevada a cabo en el aula, siempre que se tenga cuidado y se sigan las medidas de seguridad. En ella se utiliza el equilibrio [ ( ) ] /[ ] para que los alumnos tomen conciencia de que aquellos compuestos que aparecen como “reactivos” en la que ellos consideran la primera reacción son los “productos” de la aparente segunda reacción y viceversa, y de que por tanto la reacción puede ocurrir en ambos sentidos, siendo una sola reacción y no dos. Esto servirá para la introducción del tema. Es una actividad motivadora ya que resulta atractiva visualmente y demanda la atención y participación de los alumnos mediante las cuestiones que ha de ir planteando el profesor. Este ha de actuar como guía, pero no ha de proporcionar las respuestas, ha de dejar que sean los alumnos mediante el coloquio/debate los que lleguen a ellas.

Observar que en esta reacción química existe una doble flecha () que nos indica que el proceso se puede producir en los dos sentidos. Cuando llegamos a la situación de Equilibrio Químico se cumple la condición de que la velocidad con la cual interactúan las moléculas de H2 y N2 para obtener NH3 es la misma que la que tiene el NH3 para descomponerse en H2 y N2. En esta situación el amoniaco, que es lo que queremos obtener, aparece y rápidamente se descompone, dicho de otra forma, la velocidad del proceso de izquierda a derecha es la misma que de derecha a izquierda. Esta situación nos lleva a la pregunta ¿Es el Equilibrio Químico un problema para la industria química?. La contestación la veremos en el punto correspondiente del tema. De momento yo os adelanto que NO.

La materialización de dicho objeto concibe aspectos de carácter disciplinar, pedagógico, didáctico y tecnológico del equilibrio químico dinámico. Con respecto al carácter disciplinar, el objeto está dirigido a grado décimo y tiene como propósito analizar en términos energéticos y cinéticos las reacciones químicas reversibles. En cuanto a las habilidades y conocimientos a desarrollar, se enumeran nueve que son tomadas del currículum prescrito por el estado, estas son: 1. Representa la energía de activación y el complejo activado en reacciones químicas endotérmicas y exotérmicas. 2. Distingue las reacciones químicas unidireccionales de las reacciones químicas reversibles, en las que se establece un equilibrio químico. 3. Utiliza gráficas del tipo tiempo vs concentración de reactivos y productos para explicar lo que ocurre durante una reacción química. 4. Interpreta el equilibrio químico como un proceso dinámico en el que la velocidad de formación de productos es igual a la velocidad de formación de reactivos. 5. Utiliza ecuaciones de constantes de equilibrio para calcular concentraciones de reactivos y productos en reacciones químicas. 6. Verifica el efecto de la presión y la temperatura sobre las concentraciones de equilibrio de reactivos y productos. 7. Investiga sobre procesos de la industria química que utilicen el principio de Le Châtelier para obtener compuestos químicos. 8. Analiza el efecto de la concentración, la temperatura y la presencia de catalizadores sobre la velocidad de algunas reacciones químicas. 9. Establece similitudes y diferencias entre reacciones químicas mediadas por catalizadores químicos y catalizadores biológicos.

Considerando los resultados obtenidos en un examen diagnóstico aplicado durante 3 semestres en la asignatura de Química Analítica I, insertada en el 4º semestre de las licenciaturas de química que se imparten en la Facultad de Química, se detectó la necesidad de lograr un verdadero cambio conceptual en los temas de: equilibrio químico, cálculo de la constante, principio de LeChatelier y reacción reversible. Los alumnos que van a cursar Química Analítica I, ya acreditaron las asignaturas de Química General I y II y Química Inorgánica. Con base en el análisis de ese examen, las autoras planeamos, un taller con alumnos, para analizar y reflexionar acerca de las concepciones alternativas que prevalecen para esos conceptos. Se presentan los resultados obtenidos con este grupo de alumnos.

Si a un sistema en equilibrio se le añade una cierta cantidad de alguna de las sustancias que en ella intervienen, la reacción tenderá a hacer que se consuma la sustancia añadida. Por el contrario, si eliminamos, parcial o totalmente, alguna de las sustancias que intervienen, el sistema evolucionará para conseguir que esa sustancia se reponga.

Es la única variable que, además de influir en el equilibrio, modifica el valor de su constante. Si una vez alcanzado el equilibrio se aumenta la temperatura, el sistema, siguiendo el Principio de Le Chatelier, se opone a ese aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico.

Ya sabemos que la fuerza que mantiene unidos a los compuestos es la afinidad química, el enfoque cualitativo que han dado nuestros científicos inicio siendo una relación entre simpatías y antipatías, que posteriormente bajo el amparo del paradigma Newtoniano, logra dar una visión mecanicista de estas fuerzas análogas a las gravitacionales, en la búsqueda de una química cuantitativa se generan las primeras tablas, logrando especialmente en Geoffroy y Bergman una rigurosidad tal, que buscaban generar tablas que explicasen todas las reacciones químicas y siguiendo la tradición estipular leyes a partir de ellas, ¿cuál era el objetivo? expresar matemáticamente las reacciones químicas. ¿Qué tan cercanos estaban al equilibrio químico desde el concepto de afinidad? Para Bergman las reacciones químicas eran completas y se producían en un solo sentido, sin embargo no eran ajenos a sus conocimientos otros factores que también intervenían en las reacciones químicas: la posibilidad de formación de gases dependiendo de la temperatura, la solubilidad de las sustancias o la influencia de la cantidad de sustancia en la reacción química. Podríamos concluir que aunque para Bergman el sentido de la reacción sólo dependía del orden relativo de las afinidades respectivas, en los siguientes años se van encontrando reacciones anómalas: las que dependen de las masas de las sustancias, solubilidad o volatilidad, aunque para Bergman como lo nombramos anteriormente no fueran sino factores externos.

En ese momento, aunque la reacción se sigue produciendo, no se observan cambios en las concentraciones de las sustancias. Se obtiene una mezcla de reactivos y productos en unas concentraciones molares constantes. Decimos entonces que la reacción ha alcanzado el equilibrio químico.

Aquesta Tesi Doctoral va ser presentada a Valencia el día 4 de Juliol de 2003 davant un tribunal format per:.. - Dr[r]

lo que debería ser, respondiendo a la pregunta ¿Dónde deberíamos estar? Se emplea una formulación en términos de los hechos que deberían estar suce- diendo, de acuerdo a los establecido (dónde o por quién). Se identifican los niveles de desempeño requeridos bien sean normados, sentidos o deseados. Análisis de necesidades. Esta etapa responde a la búsqueda del tipo de infor- mación que se requiere para comprender mejor el sistema en estudio y para poder enunciar las necesidades con precisión. La información que se requiere en esta fase, en términos de juicios y resultados que llevaran a jerarquizar y racionalizar las necesidades una vez captadas.

En un sistema termodin´ amico en equilibrio la variable din´ amica A(t) es constante. Sin embargo, si se reduce la escala, la estad´ıstica sobre la que se efect´ uan los c´ alculos se reduce tambi´ en y esto provoca que A(t) empiece a fluctuar sobre su valor medio. Un resultado crucial es el teorema de fluctuaci´ on-disipaci´ on, el cual establece que las leyes y mecanismos que describen las fluctuaciones son los mismos que se mani- fiestan en la respuesta del material frente a una perturbaci´ on externa. Este resultado permite estudiar el no-equilibrio a partir de informaci´ on extra´ıda del equilibrio. Es- to motiva el estudio de las fluctuaciones y la herramienta matem´ atica usada para estudiarlas son las funciones de correlaci´ on [11].