Módulo inorganica

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Química Orgánica I

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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente
Química inorgánica

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA - UNAD
ESCUELA DE CIENCIAS AGRÍCOLAS, PECUARIAS Y DEL MEDIO AMBIENTE

QUÍMICA INORGÁNICA

Autor:
Ing. MSc. JORGE HERNÁN OBANDO CHACÓN

MEDELLÍN
Diciembre de 2011

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UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD
Escuela de Ciencias Agrícolas, Pecuarias y del Medio Ambiente
Química inorgánica
ÍNDICE DE CONTENIDO

ÍNDICE DE CONTENIDO....................................................................................... 2
ÍNDICE DE TABLAS ............................................................................................. 5
ÍNDICE DE FIGURAS ............................................................................................ 7
INTRODUCCIÓN ................................................................................................... 9
UNIDAD I. CINÉTICA Y TERMODINÁMICA QUÍMICA .................................. 11
CAPÍTULO 1. CINÉTICA QUÍMICA ............................................................... 11
Lección 1. Velocidad de reacción ............................................................... 11
Lección 2. Concentración y velocidad de reacción...................................... 15
Lección 3. Variación de la concentración con el tiempo .............................. 19
Lección 4. Efectos de la temperatura en la velocidad de reacción .............. 22
Lección 5. Mecanismos de reacción. .......................................................... 25
EJERCICIOS CAPÍTULO 1 .............................................................................. 27
CAPÍTULO 2. EQUILIBRIO QUÍMICO ........................................................... 31
Lección 6. Concepto de equilibrio químico. ................................................. 31
Lección 7. Reacciones reversibles e irreversibles ....................................... 35
Lección 8. Equilibrio homogéneo y heterogéneo ........................................ 38
Lección 9. La constante de equilibrio – aplicaciones ................................... 40
Lección 10. Principio de le Châtelier. .......................................................... 43
EJERCICIOS CAPÍTULO 2 .............................................................................. 47
CAPÍTULO 3. TERMODINÁMICA QUÍMICA ................................................. 49
Lección 11. Espontaneidad ......................................................................... 49
Lección 12. La entropía .............................................................................. 52
Lección 13. La entropía a nivel molecular ................................................... 58
Lección 14. Energía Libre de Gibbs ............................................................ 61
Lección 15. Energía libre de Gibbs, temperatura y constante de equilibrio . 65

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EJERCICIOS CAPÍTULO 3 .............................................................................. 68
UNIDAD II. EQUILIBRIO QUÍMICO IÓNICO – ANÁLISIS QUÍMICO .............. 71
CAPÍTULO 4. COMPOSICIÓN DE LAS SUSTANCIAS................................. 71
Lección 16. Mezclas gaseosas ................................................................... 72
Lección 17. Mezclas líquidas ...................................................................... 76
Lección 18. Concentración con base química ............................................. 79
Lección 19. La Función pX ......................................................................... 85
Lección 20. Actividad química de una sustancia ......................................... 88
EJERCICIOS CAPÍTULO 4 .............................................................................. 92
CAPÍTULO 5. EQUILIBRIO QUÍMICO EN SOLUCIONES ACUOSAS .......... 95
Lección 21. Electrolitos ............................................................................... 95
Lección 22. El estado de equilibrio ............................................................. 98
Lección 23. Aplicaciones de la constante de equilibrio ..............................101
Lección 24. Disociación de ácidos y bases ................................................106
Lección 25. Efecto de los iones en el equilibrio..........................................114
EJERCICIOS CAPÍTULO 5 .............................................................................121
CAPÍTULO 6. MÉTODOS CLÁSICOS DE ANÁLISIS QUÍMICO ..................122
Lección 26. Errores en el análisis químico .................................................122
Lección 27. Análisis gravimétrico ...............................................................126
Lección 28. Valoración de soluciones ........................................................131
Lección 29. Valoración por precipitación ....................................................136
Lección 30. Valoración ácido-base ............................................................142
UNIDAD III. QUÍMICA DESCRIPTIVA .............................................................152
CAPÍTULO 7. PROPIEDADES PERIÓDICAS - HIDRÓGENO .....................152
Lección 31. Tabla periódica y propiedades periódicas. ..............................152
Lección 32. Hidrógeno e Hidruros Metálicos ..............................................156
Lección 33. Combinaciones Hidrogenadas de los Halógenos ....................160
Lección 34. Hidruros de los Elementos del Grupo del Azufre ....................164

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Lección 35. Amoniaco y Otros Hidruros de nitrogenoideos ........................168
EJERCICIOS CAPÍTULO 7 .............................................................................174
CAPÍTULO 8. EL OXÍGENO EN LA NATURALEZA ....................................175
Lección 36. El oxígeno ..............................................................................175
Lección 37. El Ozono .................................................................................180
Lección 38. Óxidos, hidróxidos, oxoácidos y sales. ...................................186
Lección 39. Compuestos Oxigenados de nitrógeno y Fósforo ...................190
Lección 40. Compuestos oxigenados de Azufre y Carbono .......................194
EJERCICIOS CAPÍTULO 8 .............................................................................200
CAPÍTULO 9. OTROS ELEMENTOS ...........................................................201
Lección 41. Carbono ..................................................................................201
Lección 42. Metales alcalinos y Alcalinotérreos .........................................205
Lección 43. Metales de transición ..............................................................216
Lección 44. Metales de Transición II ..........................................................221
Lección 45. Metales pesados ....................................................................224
REFERENCIAS ..................................................................................................227

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ÍNDICE DE TABLAS

Tabla 1 Efecto de la concentración en la velocidad inicial de una reacción .......... 16
Tabla 2 efecto del orden de la reacción en la velocidad inicial [5] ........................ 18
Tabla 3 variación de la concentración [NO3] con el tiempo [5] .............................. 21
Tabla 4 cálculospara el Ejemplo 4 ....................................................................... 21
Tabla 5 valores de la constante cinética a diferentes temperaturas para una
reacción ................................................................................................... 25
Tabla 6 cálculos para el ajuste de la constante cinética del Ejemplo 5 ................. 25
Tabla 7 Molecularidad y ecuaciones de velocidad para diferentes pasos
elementales de reacción. ......................................................................... 27
Tabla 8 tendencia de las reacciones no isotérmicas en equilibrio frente a los
cambios de temperatura .......................................................................... 46
Tabla 9 Entropías estándar a 25 °C y 1 atm [12] .................................................. 60
Tabla 10 Entalpías de formación estándar a 25 °C y 1 atm [12] .......................... 63
Tabla 11 Energías libres de formación estándar a 25 °C y 1 atm [12] ................. 63
Tabla 12 Composición del aire seco a nivel del mar [15] ..................................... 73
Tabla 13. Coeficientes de actividad de NaCl en solución acuosa. ........................ 89
Tabla 14 coeficientes de actividad de iones a 25 °C ............................................ 91
Tabla 15. Composición promedio del agua de mar ............................................. 93
Tabla 16 Algunos ejemplos de ácidos y bases fuertes y débiles .......................... 97
Tabla 17 equilibrios y constantes de equilibrio comunes [3] ................................. 99
Tabla 18 constantes de producto de solubilidad Kps a 25 °C de algunas sustancias
inorgánicas [23] ......................................................................................103
Tabla 19 Constantes de disociación de ácidos y bases débiles Ka y Kb ..............108
Tabla 20 constantes de producto de solubilidad Kps de sólidos inorgánicos [3]. ..118
Tabla 21 datos para el Ejemplo 55 ......................................................................124
Tabla 22 datos ordenados del Ejemplo 55 .........................................................125
Tabla 23 Resultados para el Ejemplo 55 .............................................................125
Tabla 24 Cálculo del error para el Ejemplo 55.....................................................125
Tabla 25 indicadores químicos para valoración ácido base. [24] .........................143
Tabla 26 Titulación de 10 ml de HCl 0.05 M con NaOH 0.075 M ........................144
Tabla 27 Cálculo de d pH / dV para titulación acido fuerte base fuerte ...............145
Tabla 28 datos de pH en la titulación de HCOOH con NaOH ..............................147
Tabla 29 Datos para el Ejemplo 63 .....................................................................149
Tabla 30 cálculo d pH /dV del Ejemplo 63 ...........................................................150
Tabla 31 Propiedades de los elementos del grupo del azufre. ............................165
Tabla 32 Propiedades de los elementos del grupo del nitrógeno. .......................168
Tabla 33 Propiedades del amoniaco ...................................................................170

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Tabla 34. Nomenclatura de los oxácidos del Ejemplo 67. ...................................187
Tabla 35 Nomenclatura de los oxácidos del ejemplo 10. .....................................190
Tabla 36 Componentes secundarios atmosféricos ..............................................195
Tabla 37 Contaminantes atmosféricos en un ambiente urbano. ..........................196
Tabla 38 Minerales de los metales más comunes [5] ..........................................208

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ÍNDICE DE FIGURAS

Figura 1 representación de la reacción A  B [5] ................................................ 14
Figura 2 Gráfica de datos para el Ejemplo 4 ........................................................ 22
Figura 3 Ajuste de los datos de constantes cinéticas, Ejemplo 5 ......................... 25
Figura 4 Tendencia al equilibrio de una bola que cae por una cuesta .................. 32
Figura 5 Efecto en el equilibrio del amoníaco al adicionar hidrógeno ................... 45
Figura 6 proceso reversible en un resorte ............................................................ 50
Figura 7 ejemplo de proceso irreversible .............................................................. 52
Figura 8 proceso espontáneo y no espontáneo [5] ............................................... 53
Figura 9 Disminución de la entropía por disminución del número de moléculas [5]
................................................................................................................ 59
Figura 10 atmósfera iónica rodeando a un ion de Ba2+ .......................................115
Figura 11 Comparación entre precisión y exactitud [3] ........................................123
Figura 12 Variación del peso de un precipitado de oxalato de calcio con la
temperatura ............................................................................................130
Figura 13 curva de valoración sigmoidea típica...................................................138
Figura 14 Curva de valoración de dos segmentos rectos ....................................138
Figura 15 Efecto de la concentración en la titulación ..........................................139
Figura 16 curva de tutilación ácido fuerte – base fuerte ......................................144
Figura 17 Comportamiento de d pH / dV para titulación acido fuerte base fuerte 145
Figura 18 Titulación de ácido débil con base fuerte ............................................146
Figura 19 Ácido fuerte con base fuerte ...............................................................147
Figura 20 Base fuerte con ácido fuerte ...............................................................147
Figura 21 Ácido débil con base fuerte .................................................................148
Figura 22 Base fuerte con ácido débil .................................................................148
Figura 23 Acido fuerte con base débil .................................................................148
Figura 24 base débil con ácido fuerte .................................................................148
Figura 25 ácido débil con base débil ...................................................................148
Figura 26 base débil con ácido débil ...................................................................148
Figura 27 curva de titulación Ejemplo 63.............................................................149
Figura 28 curva de titulación y d pH /dV del Ejemplo 63 .....................................150
Figura 29 Distribución electrónica en la tabla periódica .......................................154
Figura 30 Tabla periódica de los elementos ........................................................155
Figura 31 Categorías de elementos en la Tabla periódica ..................................155
Figura 32 Características de un elemento en la tabla periódica. .........................156
Figura 33 preparación de hidrógeno en el laboratorio [5] ....................................157
Figura 34 Los elementos del grupo 16 ................................................................164
Figura 35 Características de la molécula de NH3 ................................................169
Figura 36. Molécula de Oxígeno .........................................................................176

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Figura 37. Ciclo biogeoquímico del oxígeno [28] .................................................177
Figura 38 Estanque eutrófico ..............................................................................180
Figura 39 Niebla fotoquímica ..............................................................................181
Figura 40 Molécula de Ozono .............................................................................182
Figura 41 Reacción de formación de ozono [29] .................................................183
Figura 42 Descomposición del ozono por la luz utravioleta .................................184
Figura 43 Agujero en la capa de ozono (área azul) .............................................185
Figura 44. Ciclo del nitrógeno[28]........................................................................193
Figura 45 Estructura en capas del grafito [6] .......................................................202
Figura 46 estructura del diamante [6] ..................................................................203
Figura 47 estructura de la molécula de C60 [6] ....................................................204
Figura 48 Distribución de los metales en la tabla periódica. [5] ...........................206
Figura 49 Litosfera terrestre. ...............................................................................207
Figura 50 Metales alcalinos del grupo 1 ..............................................................209
Figura 51. Identificación de metales por llama. [5] ..............................................210
Figura 52. Estructura cristalina del NaCl .............................................................210
Figura 53 Metales alcalinotérreos .......................................................................213
Figura 54 Berilio puro ..........................................................................................214
Figura 55. Metales nobles. ..................................................................................216
Figura 56 Cadmio puro .......................................................................................219
Figura 57. Mercurio a temperatura ambiente.......................................................220
Figura 58. Elementos del grupo 8 .......................................................................222
Figura 59. Fundición de hierro para producir acero .............................................222

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INTRODUCCIÓN

El presente curso de química inorgánica pertenece al campo de la formación disciplinar de
muchos profesionales ya que presenta los fundamentos y conceptos básicos sobre la
descripción, observación y análisis de los fenómenos que ocurren a la materia. Este
módulo pretende continuar con la formación de los profesionales en Saneamiento
Ambiental e Ingeniería Ambiental de la UNAD en cuanto a la adquisición de nuevos
elementos que permitan conocer y aplicar las leyes que describen fenómenos en la
materia, para lograr su aplicación a situaciones comunes que se presentarán en la
actividad profesional de los futuros profesionales del medio ambiente[1, 2].

Por miles de años la humanidad ha tenido que tratar con la polución que produce su
actividad cotidiana, desde el humo que generaba la cocción de los alimentos en una cueva
hasta los enormes rellenos sanitarios actuales. Los problemas de contaminación cobraron
mayor importancia desde la revolución industrial con la cual la cantidad de subproductos
o desechos industriales fueron vertidos al ambiente con poco o ningún control sobre los
efectos que pudieran producir sobre las plantas, los animales o el hombre mismo. Con el
crecimiento de la población mundial y el desarrollo industrial, los problemas ambientales
se han multiplicado al grado de afectar la subsistencia misma del ser humano, haciendo
muchas veces inhabitables algunas zonas de la tierra.

En la segunda mitad del siglo XX la consciencia sobre la fragilidad de los ecosistemas y el
conocimiento de que los recursos naturales son un bien limitado, los científicos
comenzaron a y el público en general comenzaron a enfocarse en los efectos de los
desechos industriales en los seres vivos, con esto dieron elementos a los gobiernos para
legislar sobre el control de la actividad industrial y su efecto en el medio ambiente.

El conocimiento de las propiedades de los contaminantes así como la remediación de sus
efectos en el medio ambiente es uno de los logros de la tecnología química actual.
Entendiendo que muy difícilmente se puede manejar o controlar lo que no se conoce, este
módulo de formación proporciona un marco conceptual con el cual el estudiante pueda
entender, analizar modelar y proponer soluciones a los problemas de contaminación que
se presentan en la actualidad.

Con el fin de lograr estos objetivos, este módulo presenta las generalidades de los
conceptos químicos relevantes para el profesional del ambiente: en la unidad 1 se
presenta los conceptos de termodinámica y Cinética Química, los cuales permiten el
modelamiento de los procesos químicos en cuanto a la extensión y la posibilidad de que

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ocurran (capítulo 2) así como a la velocidad a la que lo hacen (capítulo 1), también se
muestra los elementos básicos sobre la condición final de sistemas reaccionantes (capítulo
3) que permite establecer la máxima extensión de un proceso químico.

Sabiendo que el agua cubre más dos terceras partes de la superficie de la tierra y siendo
éste un material imprescindible para la vida, muchos de los fenómenos de interés
ambiental se presentan en fase acuosa, por esto, la unidad II hace énfasis en el
modelamiento del equilibrio químico en soluciones acuosas (capítulo 2), la expresión de
las cantidades de sustancia en mezclas de diferentes tipos (capítulo 1) para terminar con
la aplicación de estos dos conceptos en los métodos de análisis químico (capítulo 3) que
permiten determinar la cantidad de una sustancia en una solución o una muestra de
material[3].

Finalmente se presenta en la unidad III una descripción de algunos de los elementos más
comunes en la naturaleza, sus propiedades, su forma de producción, sus características y
usos así como los aspectos relevantes de su naturaleza química para el medio
ambiente.[4-6]

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UNIDAD I. CINÉTICA Y TERMODINÁMICA QUÍMICA

Todo proceso en la naturaleza se da gracias a los efectos de los intercambios
energéticos. Como sabemos por la experiencia, no es posible realizar ninguna
acción sin la presencia de la energía, por lo que su estudio es un aspecto crucial
para determinar la posibilidad de realizar un procedimiento deseado.

El estudio de la energía es justamente el campo de acción de la termodinámica,
sin embargo, esta nos da solo el conocimiento sobre la posibilidad de que ocurra
un cambio, así mismo como de la cantidad de energía involucrada en el proceso,
sin embargo no proporciona información acerca de la velocidad a la cual se dará el
proceso, este justamente es el campo de estudio de la cinética, la cual se encarga
del estudio de las velocidades a las que se dan los procesos y de las maneras o
las rutas que se siguen para lograr estos efectos.

En la unidad I se tratarán los temas de la cinética química y como complemento la
termodinámica yel equilibrio visto tanto desde la óptica de la energía como desde
el punto de vista de la rapidez de los procesos.

CAPÍTULO 1. CINÉTICA QUÍMICA

 conceptualizar y aprender acerca de las características de la velocidad de
reacción.
 Identificar las consecuencias que tienen algunas variables como la
concentración, la temperatura, la presión y el volumen sobre la rapidez con
que se desarrollan las reacciones.
 Determinar el efecto de la temperatura en la constante cinética de una
reacción por medio de la ecuación de Arrenius.

Lección 1. Velocidad de reacción

Cada molécula, por naturaleza tiene una identidad definida, si esta identidad
cambia, decimos que existe una reacción química. Algunos de estos procesos
de cambio se dan más velozmente que otros, La velocidad a la que ocurre un
cambio químico o cinética química, da cuenta de la rapidez con la que ocurren
los proceso químicos y energéticos que sufren las moléculas. El estudio de la
velocidad de a la que ocurre una reacción involucra el comprender y evaluar las
causas que provocan estos cambios; así como los pasos que constituyen el

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mecanismo que sigue la reacción para llegar de unas sustancias precursoras
que conocemos como reactivos a unas finales, llamadas productos Factores
que influyen la velocidad de reacción[5].
Factores que influyen la velocidad de reacción.

Antes de establecer algún sistema que cualifique lo que es la velocidad de
reacción empezaremos por definir algunos tópicos que tienen importante
relevancia sobre los sistemas reaccionantes.
Estado físico de los reactivos.

La reacciones en los diferentes sistemas reaccionantes están dados por
probabilidades de choques moleculares, éstos están influenciados por la
disposición espacial que tienen cada una de las unidades químicas
involucradas en el proceso, Puede decirse que entre más cercana este una
molécula de otra, puede existir una probabilidad mayor de que pueda modificar
su naturaleza y de esta manera, reaccionar. De igual manera debe destacarse
que en el curso se hará énfasis a sistemas de reacción homogéneos, es decir,
sistemas de fases liquidas y gaseosas, puesto que las que tienen influencia
directa de un sólido, debe estudiarse más rigurosamente teniendo como factor
limitante la superficie activa de reacción.
Concentración de los reactivos.

Generalmente las reacciones pueden darse de una manera más rápida,
siempre y cuando uno de los reactivos se encuentre en mayor cantidad ya que
esto aumenta la probabilidad de que las moléculas de reactivo en exceso
“encuentren” una molécula del otro reactante, este principio es fácilmente
identificable cuando tenemos un motor de combustión interna, al cual se le
suministra a través de un turbo compresor una mayor cantidad de oxígeno, lo
que genera un mayor desempeño y la aseguración de que se dé una
combustión completa, con lo que se evita la formación de monóxido de carbono.

Temperatura a la que se lleva a cabo la reacción.

La temperatura es una de las variables más importantes para que una reacción
química ocurra, ya que se considera como una medida indirecta de la actividad
molecular que tienen los sistemas, es así como entre más actividad molecular,

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más probabilidad existe que estas puedan reaccionar, por ejemplo, todos los
procesos de deterioro de los alimentos se dan de manera más lenta cuando se
someten a una temperatura baja en el refrigerados que cuando se tienen a
temperatura ambiente
Influencia de un catalizador.

Los catalizadores son agentes externos que incrementan la velocidad de
reacción, sin cambiar su naturaleza química. Termodinámicamente son aquellas
sustancias que reducen la energía de activación necesaria para que una
reacción se lleve a cabo.

A nivel bioquímico tenemos un claro ejemplo en las enzimas, las cuales son
sistemas proteínicos que cumplen la función de acelerar las reacciones
metabólicas que se dan en las células, la enzima digestiva amilasa permite el
rompimiento de las grandes cadenas de almidón para convertirlas en glucosa
asimilable por las células. [5]

Ahora podemos adentrarnos en lo que concierne a la velocidad de reacción.
Inicialmente podemos asemejarla a la rapidez que lleva un vehículo, este,
recorre una distancia x en y segundos. De la misma manera podemos
acercarnos a la definición de velocidad de reacción, contemplando sus
unidades que deben ser una cantidad de materia (moles) en una unidad de
tiempo que podrían ser Mol/s, mMol/s, Mol/min.

Ejemplo 1. Considere la Figura 1, Imaginémonos que existe una reacción
A  B cada esfera roja representa la sustancia A y cada esfera azul la
sustancia B. Supongamos que cada recipiente tiene un litro de volumen.
Supongamos, también que al comenzar la reacción hay 1.00 mol de A, así la
concentración es de 1mol/L, que podría expresarse de igual manera como 1 M,
al cabo de 20 segundos la concentración de A ha disminuido a 0.54 M, en tanto
que la de B ha aumentado a 0.46 M. la suma de las concentraciones sigue
siendo 1 M porque se produce un mol de B por cada mol de A que reacciona, al
cabo de 40 segundos la concentración de A es de 0.30 M y la de B de 0.70 M.

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Figura 1 representación de la reacción A  B [5]

La velocidad de reacción se expresa ya sea como la velocidad de desaparición
de un reactivo o como la velocidad de aparición de un producto. La velocidad
media de aparición de B en cierto intervalo de tiempo está dada por el cambio
de la concentración de B dividido entre la cantidad de tiempo que tarda este
cambio.

Analizando el problema al transcurso de 20 segundos tenemos:

Ahora si miramos el segundo intervalo:

Podemos notar como a medida que se desarrolla la reacción disminuye su
velocidad, esto es debido a que a que la cantidad de reactivos disponibles
disminuye y por eso la probabilidad de interacciones disminuye.

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Ejemplo 2. Ahora tomemos en consideración el siguiente ejemplo en el
cual tomaremos un sentido diferente de la velocidad y además mostraremos un
sistema estequiometrico diferente.

Tenemos la siguiente reacción:

Miremos entonces que tenemos para este caso particular una estequiometria
diferente a la elemental y tomaremos la velocidad de desaparición como
parámetro de velocidad así que de acuerdo a esto. Hallar la velocidad media
de desaparición del acido clorhídrico partiendo de los siguientes datos:

MOLES DE CLORURO DE
CALCIO TIEMPO (S)
0 0
23 10
35 25

Para caso de practicidad primeros definiremos la velocidad de cloruro de calcio
como v porque tiene coeficiente estequiometrico uno y además porque se está
generando, de acuerdo a esto la velocidad para el acido clorhídrico se definirá
como 2v de acuerdo a esto hallaremos la velocidad media para esta sustancia
entre el intervalo de 10 y 25 segundos.

Este valor es positivo debido a que es la velocidad de desaparición de un
reactivo, como se trata de una doble negación, es positivo.

Lección2. Concentración y velocidad de reacción.

Iniciaremos retomando un ejemplo de una reacción convencional para mirar que
sucede con la velocidad de reacción cuando existe una modificación
significativa en los valores de la concentración.

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Tenemos una reacción de amonio y oxido nitroso para dar origen a nitrógeno y
agua, la reacción tiene la particularidad de tener el mismo coeficiente
estequiométrico para las tres primeras sustancias así que a continuación
veremos la Tabla 1 que tiene diferentes valores de concentración y lo que
provoca en cada velocidad de reacción. [5]

Tabla 1 Efecto de la concentración en la velocidad inicial de una reacción

Podemos notar en los tres primeros experimentos como influye el aumento de
la concentración del ion amonio en la velocidad de reacción; observándose una
proporcionalidad directa entre la velocidad de la reacción y la concentración. De
la misma manera si se incrementa la concentración de óxido nitroso se tiene
una respuesta igual [7]

Así que podríamos expresar la velocidad de reacción en función de las
concentraciones de la siguiente manera:

La formación de agua puede darse por la combinación de hidrogeno y oxigeno
molecular, a partir de la ecuación de la reacción hallar una expresión para la
velocidad de reacción en función de la constante cinética, teniendo en cuenta
que el exponente de la concentración estará dado por el coeficiente que tenga
cada reactivo.

La reacción es la siguiente:

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Miremos como seria la función de la velocidad a partir de la información
suministrada:

La anterior ecuación se conoce como ecuación de velocidad. En términos
generales para una reacción del tipo.

Podemos expresar la velocidad de reacción como:

La k que aparece en la ecuación recibe el nombre de constante de velocidad
y está fuertemente influenciada por la temperatura. Por lo general los
exponentes m y n son números enteros pequeños entre 0 y 2.

Exponentes de la ecuación de velocidad. La mayoría de las ecuaciones de
velocidad las podríamos expresar de la siguiente manera:

Los exponentes a los que están elevados las concentraciones se conocen como
ordenes de reacción. Si tomamos el ejemplo visto con anterioridad podemos
observar como los reactivos tienen exponente 1, así que la reacción es de
primer orden respecto al amonio y al oxido nitroso; esto es si y solo si tomamos
a cada reactivo independientemente, pero si tenemos la reacción como un todo
es necesario sumar cada uno de los órdenes, es decir, (1+1), en conclusión
tendríamos una reacción de orden dos a nivel general.

Unidades de la constante de velocidad.

Las unidades de las constantes de velocidad dependen del orden general de
reacción de la ecuación de velocidad. En una reacción de segundo orden
general las unidades de la constante de velocidad deben suplir la siguiente
ecuación[7].

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Ejemplo 3. Se midió la velocidad inicial de la reacción A + B  C con
diversas concentraciones de A y B

Tabla 2 efecto del orden de la reacción en la velocidad inicial [5]

Con base en estos datos determine:

a) La ecuación de la velocidad de reacción.
b) La magnitud de la constante de velocidad.
c) La velocidad de reacción cuando [A]= 0.05 M y [B]=0.100 M.

a) Al pasar del experimento 1 al experimento 2, la concentración de A se
mantiene constante y la concentración de B se duplica. Por lo tanto, este par
de experimentos muestra como influye la concentración de B en la velocidad,
lo cual nos permite deducir de esta manera el orden de la ecuación respecto
a la concentración de B. Cuando la velocidad no cambia se duplica [B], la
concentración de B no influye en la velocidad de reacción, es decir adquiere
un orden cero. en los experimentos 1 y 3 la concentración de se mantiene
constante; por consiguiente, los experimentos muestran como influye la
concentración de A en la velocidad. Si la concentración de la especie B se
mantiene constante y la concentración de A se duplica la velocidad se
cuadriplica. Este resultado nos da la noción de que la velocidad es
proporcional al cuadrado de la concentración de la especia A, es así como
generamos la siguiente ecuación de velocidad:

De igual manera podemos demostrarlo realizando el siguiente procedimiento.

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Aplicando la ecuación de la velocidad tenemos:

De esta manera podemos darnos cuenta que el único valor posible para n es
0, de manera análoga podemos comprobar de la misma manera que el valor
para m es 2.

b) Utilizando la ecuación de velocidad y los datos del experimento 1 se tiene
que:

c) Utilizando la ecuación obtenida en el inciso a y la constante de velocidad del
anterior numeral.

Lección 3. Variación de la concentración con el tiempo

Con anterioridad realizamos análisis de velocidad de reacción usando solo el
cambio de concentraciones como factor de cambio, en este modulo
trabajaremos, lo que concierne a dos sistemas de reacción sencillos para
identificar su incidencia al incluir la variable tiempo:

Reacciones de primer orden general. Son aquellas reacciones en las cuales
la velocidad de reacción solo está determinada por la concentración de un solo
reactivo elevado a la potencia 1 [5, 8].
A  B.

A través de cálculo integral podemos expresar la anterior ecuación como:

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Ln [A]t = -k t + ln [A]0

Esta última expresión nos permite calcular la concentración del reactante en
cualquier momento, en la forma en que se muestra, corresponde a una línea
recta con pendiente –k e intercepto ln [A]0

Es importante mencionar que esta ecuación se usa siempre y cuando se tenga
similitud de unidades en las concentraciones.

Cuando hablamos de una ecuación de primer orden podemos usar estas
ecuaciones para hallar valores de constantes de velocidad por ajuste de datos
experimentales, tiempos transcurridos, concentraciones iniciales y
concentraciones en un tiempo cualquiera t.

Reacciones de segundo orden general. Una reacción de segundo orden
general la podemos definir como aquella en donde la velocidad está relacionada
o depende de la concentración de un reactivo elevado a la segunda potencia.
En el caso en que se considerara como de segundo orden la reacción

A  B

La expresión de la velocidad de reacción sería:

Aplicando de nuevo el cálculo integral obtenemos la siguiente expresión:

La anterior ecuación nos muestra la relaciónentre los distintos valores de
interés como la constante, concentraciones y por supuesto el tiempo. Esta
relación tiene la forma de una línea recta (Y = m X + b) en este caso la
pendiente es k y el intercepto es 1/[A]0, además, Podemos usar esta ecuación
para ajustar datos obtenidos experimentalmente y encontrar los valores de
interés.

Ejemplo 4. Se obtuvieron los siguientes datos de la descomposición en
fase gaseosa del dióxido de nitrógeno a una temperatura de 300°C.

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NO2  NO + ½ O2

Tabla 3 variación de la concentración [NO3] con el tiempo [5]

Identificar ¿de qué orden es la reacción respecto a NO2?

En este caso probaremos si la reacción es de orden uno o de orden dos,
ajustando los valores a las ecuaciones de velocidad vistas, para el orden uno
debemos graficas ln [NO3] vs t y para el orden dos debemos graficar 1/[NO3] vs
t. debemos empezar por organizar los datos con el fin de que tengamos los
valores necesarios

Tabla 4 cálculos para el Ejemplo 4

Si graficamos los datos podemos evidenciar que la reacción es de segundo
orden con respecto a la concentración de dióxido de nitrógeno ya que es la que
tiene la forma de una línea recta.

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Figura 2 Gráfica de datos para el Ejemplo 4

Tiempo de vida media

El tiempo de vida media ha sido una variable que se ha implementado para
identificar de una manera indirecta la rapidez de la reacción, suele aplicarse a
sistemas que tengan orden 1. Este procedimiento es el que utilizan los
paleontólogos para encontrar a través de restos de carbono catorce la edad de
fósiles [7]. Podemos describirlo de la siguiente manera:

Lección 4. Efectos de la temperatura en la velocidad de reacción

Indudablemente la temperatura es una de las variables más importantes en las
reacciones químicas, podemos notar con ejemplos cotidianos como el de
comparar un pan que está en el refrigerador y otro a temperatura ambiente, es
fácil deducir que su llevaran más rápido a cabo las reacciones de degradación
en el sitio donde se tenga una temperatura más alta. El efecto de la temperatura
en la velocidad con que ocurren las reacciones puede explicarse por la teoría
cinética así:

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Modelo de colisiones

Este modelo se basa en teorías moleculares, en él se supone que para que dos
sustancias de naturaleza diferente reaccionen, antes deben chocar, basados en
lo anterior todo se reduce a que existe más probabilidad de causar choques
efectivos cuando las moléculas tengan un grado de excitación mayor, es decir,
que posean más energía en forma de velocidad. No todas las colisiones que se
dan entre las moléculas conducen a reacciones efectivas, existen varios
factores que determinan la efectividad de estos choques [5, 9]:

Factores de orientación: En casi todos los casos es necesario que las
moléculas estén orientadas de cierta forma durante las colisiones para que
ocurra una reacción. Las orientaciones relativas de las moléculas durante las
colisiones determinan si los átomos, tienen posiciones idóneas para formar
nuevos enlaces, las moléculas deben encontrarse en posiciones adecuadas
para que se produzca su transformación.

Energía de activación. Basados en la teoría de colisiones se dedujo que
gracias a los choques de las moléculas los enlaces químicos pueden alargarse,
doblarse, y romperse, lo que origina reacciones químicas. Gracias a la
apreciación del profesor Svante Arrhenius se llegó a la conclusión de que las
moléculas debían tener una mínima cantidad de energía para poder producir
estos efectos en los enlaces químicos y por lo tanto reaccionar. La energía
mínima que se necesita para iniciar una reacción química se conoce con el
nombre de energía de activación Ea y cambia según la naturaleza de cada
reacción.

Ecuación de Arrhenius [7, 10].

En sus observaciones Arrhenius notó que en casi todas las reacciones el
aumento de la velocidad con la temperatura no era de carácter lineal. Descubrió
además que en la mayor parte los datos de la reacción obedecían a una
ecuación que se basaba en tres factores.

1) La fracción de moléculas con energía igual o mayor a Ea.
2) El numero de colisiones que ocurren por segundo.
3) Y la fracción de colisiones con la orientación apropiada

Es así como se origina la siguiente expresión:

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Donde:

K: constante de velocidad.
Ea: energía de activación.
R: constante de los gases (8,314 J/mol K)
T: temperatura en unidades absolutas.
A: factor de frecuencia.

Determinación de la energía de activación Ea.

Aplicando función logaritmo natural a los dos lados tenemos:

Esta ecuación tiene forma de línea recta, predice que una gráfica de Ln k en
función de 1/T será una recta con pendiente igual a –Ea/R e intersección con el
eje e igual a Ln A. por tanto, la energía de activación se determina midiendo k a
una serie de temperaturas, graficando Ln k en función de 1/T y calculando Ea a
partir de la pendiente.

También se puede evaluar Ea por un método no grafico, a través del
conocimiento de la constante de velocidad de la reacción a dos o más
temperaturas. Por ejemplo supongamos que tenemos temperaturas diferentes
T1 y T2, así que tendremos k1 y k2 y la resolución simultanea de la siguiente
ecuación:

Ejemplo 5. Se determinaron las constantes cinéticas a diferentes
temperaturas para una reacción, los datos se encuentran registrados en la

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Tabla 5 valores de la constante cinética a diferentes temperaturas para una
reacción

Determine el valor de la energía de activación para esta reacción.

Para ajustar los datos debe calcularse los valores de 1/T y ln (k)

Tabla 6 cálculos para el ajuste de la constante cinética del Ejemplo 5

Al graficar estos valores se tiene:

Figura 3 Ajuste de los datos de constantes cinéticas, Ejemplo 5

Como puede verse los datos se ajustan exactamente a una línea recta de la
cual puede extraerse el valor de la pendiente y por lo tanto el de de la energía
de activación del proceso:

Lección 5. Mecanismos de reacción.

La mayoría de las reacciones generalmente presentan solo información de la
formación de productos y concentraciones, pero nunca tiene información de
cómo ocurre a nivel molecular el proceso de transformación, para esto veremos
algunos fenómenos que se llevan a cabo y permiten que estas se den.

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Las moléculas tienden a chocar y existe una transformación que se genera por
el choque bimolecular. Esto permite que se dé la posibilidad de un cambio de
naturaleza[7].

Pasos múltiples. El cambio neto representado por una ecuación química
balanceada suele ocurrir por un mecanismo de pasos múltiples que consiste en
una serie de pasos elementales.

Para tener una idea tomaremos en consideración el siguiente ejemplo.

Por debajo de 225 grados centígrados, esta reacción parece ocurriren dos
pasos elementales, cada uno de ellos bimolecular. Primero, colisionan dos
moléculas de NO2 y se transfieren un átomo de oxigeno de una a otra. Mientras
el NO3 resultante choca entonces con una molécula de CO y le transfiere un
átomo de oxígeno.

Miremos como se dan los pasos elementales:

Que al final nos da la forma como generalmente lo conocemos:

A continuación se muestran otros ejemplos que muestran los mecanismos por
los que procede una reacción:

Ejemplo 6. El deterioro permanente de la capa de ozono está dada por la
reacción de la molécula de 03 con radicales libre de electrófilos como el flúor y
el cloro. Y se da a través del siguiente mecanismo de reacción:

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1) Describa la molecularidad de cada paso de este mecanismo.
2) Escriba la ecuación de la reacción global.
3) Identifique el o los intermedios.

SOLUCION.

1) En el primer paso elemental intervine un solo reactivo y es, en
consecuencia, unimolecular. El segundo paso, en el que participan dos
moléculas reaccionantes es bimolecular.

2) La suma de los pasos elementales es:

Dado que el oxígeno monomolecular aparece en ambos lados de la
ecuación, el proceso químico neto será:

3) El intermediario es el oxígeno monomolecular. No es ni un reactivo ni un
producto, pero se forma en el primer paso y se consume en el segundo.

Toda reacción química procede por medio de diferentes pasos elementales, en
la Tabla 7

Tabla 7 Molecularidad y ecuaciones de velocidad para diferentes pasos
elementales de reacción.

EJERCICIOS CAPÍTULO 1

1. (a) ¿Qué significa el término velocidad de reacción? (b) Cite tres factores
que influyen en la velocidad de una reacción química. (c) ¿Qué información
se necesita para relacionar la velocidad de desaparición de los reactivos
con la velocidad de aparición de los productos?

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2. Considere la reacción acuosa hipotética siguiente: A(ac) 9: B(ac). Se carga
un matraz con 0.065 mol de A en un volumen total de 100 mL. Se recopilan
los siguientes datos:

(a) Calcule el número de moles de B en cada tiempo de la tabla,
suponiendo que no hay moléculas de B en el tiempo cero.
(b) Calcule la velocidad media de desaparición de Aa cada intervalo de 10
min, en unidades de M/s.
(c) entre t _ 10 min y t _ 30 min, ¿cuál es la velocidad media de aparición de
B en unidades de M/s? Suponga que el volumen de la disolución es
constante.

3. Se estudió la isomerización de metil isonitrilo (CH3NC) a acetonitrilo
(CH2CN) en fase gaseosa a 215°C, y se obtuvieron los datos siguientes:

Calcule la velocidad media de reacción, M/s, en el intervalo de tiempo entre
cada medición

4. Una reacción A + B  C obedece la siguiente ecuación de velocidad:
velocidad = k [A]2[B].

(a) Si se duplica [A], ¿cómo cambia la velocidad? ¿Cambia la constante de
velocidad? Explique su respuesta.
(b) ¿Cuáles son los órdenes de reacción de Ay B? ¿Cuál es el orden de
reacción global?
(c) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad?

5. Considere la reacción siguiente:

CH3Br(ac) + OH_(ac)  CH3OH(ac) + Br_(ac)

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La ecuación de velocidad de esta reacción es de primer orden respecto a
CH3Br y de primer orden respecto a OH. Cuando [CH3Br] es 5.0 = 10-3 M, y
[OH_], 0.050 M, la velocidad de reacción a 298 K es de 0.0432 M/s.

(a) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
(b) ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad?
(c) ¿Qué le ocurriría a la velocidad si se triplicara la concentración de OH?

6. Responda las siguientes preguntas

(a) Defina los siguientes símbolos que se presentan en las ecuaciones de
velocidad: [A]0, t1/2, [A]t, k
(b) ¿Qué cantidad, graficada contra el tiempo, da una línea recta en el caso
de una reacción de primer orden?

7. Se midió la velocidad de la reacción

CH3COOC2H5(ac) + OH_(ac)  CH3COO_(ac) + C2H5OH(ac)

a varias temperaturas, y se obtuvieron los datos siguientes:

Con base en estos datos, grafique ln k en función de 1/T. Determine el valor
de Ea por medio de la gráfica.

8. Responda las siguientes preguntas

(a) ¿Qué significa el término paso elemental?
(b) ¿Cuál es la diferencia entre un paso elemental unimolecular y uno
bimolecular?
(c) ¿Qué es un mecanismo de reacción?

9. ¿Cuál es la molecularidad de los procesos elementales siguientes? Escriba
la ecuación de velocidad de cada uno.

(a) Cl2(g)  2Cl(g)

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(b) OCl(g) + H2O(g)  HOCl(g) + OH-(g)
(c) NO(g) + Cl2(g)  NOCl2(g)

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CAPÍTULO 2. EQUILIBRIO QUÍMICO

En este capítulo pretendemos que el estudiante interiorice los conceptos acerca
del equilibrio químico de reacciones y sepa analizar las de acuerdo a los
elementos adquiridos.

Lección 6. Concepto de equilibrio químico.

Espontáneamente, los sistemas naturales tienen la tendencia a adquirir el
menor nivel energético posible, es así como una roca en la cima de una colina
tiende a rodar cuesta abajo para adquirir un estado de menor energía potencial,
dos cargas eléctricas de igual signo tienden a estar lo más separadas posibles y
un metal químicamente activo naturalmente tiende a oxidarse produciendo
especies menos activas, este punto de mínima energía se conoce como
“equilibrio” y habiéndolo definido desde el punto de vista energético, podríamos
nombrarlo “equilibrio termodinámico”.

El equilibrio termodinámico de un sistema con sus alrededores se da cuando se
encuentra en equilibrio mecánico, térmico y químico con el medio que lo rodea,
en otras palabras cuando no hay tendencia a moverse, a transferir energía o
materia con los alrededores y cuando no hay tendencia a reaccionar.

Considere la disolución del ácido acético en agua:

CH3COOH + H2O CH3COO
- + H3O
+

En la representación de este proceso se incluye una flecha doble apuntando a
izquierda y derecha, esto indica que el proceso puede darse en ambos
sentidos. En solución acuosa efectivamente el ácido acético se ioniza
produciendo iones hidronio y acetato, a medida que estos iones aparecen en la
solución se recombinan para producir nuevo ácido acético y más agua, estos
procesos ocurren hasta que la velocidad con la cual el ácido se ioniza iguala a
la velocidad de recombinación de los iones, si el proceso se lleva a cabo a
temperatura y presión constantes la concentración de todas las especies
permanece invariante por lo que se dice que se ha alcanzado el “equilibrio”.

Una solución de ácido acético a presión y temperatura constantes tiene
propiedades invariantes y aunque aparentemente el sistema está en reposo
esto es sólo una ilusión ya que a nivel molecular se dan los procesos descritos
⇌

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anteriormente, en este caso se establece un “equilibrio dinámico”. Esta es la
principal diferencia en la forma en cómo se explica el equilibrio desde la
perspectiva de la Termodinámica (energético)y la Cinética (velocidad de los
procesos).

Otra forma de ver el equilibrio es la de considerar la tendencia natural de los
sistemas a disminuir la diferencia de alguna propiedad entre dos puntos del
espacio, por ejemplo, las moléculas de azúcar un cristal dentro de un vaso con
agua tenderán a moverse hacia donde la concentración es menor con el fin de
disminuir la diferencia de esta propiedad entre la superficie del cristal y el seno
de la solución. El proceso de disolución sucederá hasta que se haya consumido
todo el azúcar sólido y la concentración en la solución sea uniforme o hasta que
el agua se sature (si hay suficiente sólido), en este momento, aunque haya
presente azúcar sólido, la concentración de azúcar en la solución no cambia y
es igual para cada uno de los puntos de la fase líquida.

Caso similar se da con un cuerpo caliente en un ambiente más frío, en ausencia
de otros efectos diferentes a la diferencia de temperatura, la energía se
transferirá desde el cuerpo con mayor temperatura hacia el medio con menor
temperatura hasta que la diferencia de esta propiedad entre el cuerpo y todos
los puntos del medio sea cero.

Una de las características interesantes del punto de equilibrio es que es
independiente de la trayectoria del proceso, es decir, las propiedades de un
sistema en equilibrio no dependen de los procesos que se dieron para llegar a
él. Como se muestra en la Figura 4 independientemente de si la bola cae desde
el punto A o el punto B, sin otros efectos además de la fuerza de gravedad, la
ubicación final de la bola será C. Aunque la caída ocurra a una velocidad
diferente dependiendo del camino, si las bolas parten desde una altura igual, la
disminución de la energía potencial será igual.

Figura 4 Tendencia al equilibrio de una bola que cae por una cuesta

B A
C

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Si a una solución de ácido acético adicionamos una pequeña cantidad de
NaOH, se dará la reacción de neutralización:

CH3COOH + NaOH CH3COO
- + H2O + Na
+

Al final, la solución contendrá iones acetato y sodio, además de una cantidad de
ácido sin reaccionar.

Si por el contrario disolvemos una cantidad adecuada de acetato de sodio en
suficiente solución ácida podremos tener una disolución con las mismas
concentraciones de todas las especies que en el caso anterior (ácido acético,
iones acetato y sodio)

CH3COONa CH3COO
- + Na+
CH3COO
- + H3O
+ CH3COOH + H2O

Tenemos conocimiento de que las reacciones químicas se dan en todas los
estados de la materia así se pueden tener reacciones

a) Gas-gas.
b) Gas-liquido.
c) Gas sólido.
d) Liquido-liquido.
e) Liquido-solido.
f) Solido-solido.

Adicional a las nombradas para las sustancias puras, tenemos también que
nombrar las reacciones que están en medio acuoso, puesto que a nivel
industrial son muy usadas y tienen muchísima importancia, en estas, los
reactivos se encuentran disueltos en agua, por lo que la reacción se verifica en
fase líquida, una gran cantidad de reacciones de importancia ambiental se dan
de esta manera, ya que el agua está presente en la gran mayoría de los
procesos naturales.

Reacciones entre gases.

Suponga la siguiente reacción química:

⇌
2

⇌

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En la anterior situación tenemos dos constantes de velocidad, que son la
constante de reacción directa y constante de reacción inversa. En este caso
particular por tratarse de gases y en condiciones adecuadas, podemos hacer
uso de la ecuación de estado de gas ideal para representar la concentración
molar de las sustancias en cuestión.

Ahora expresado en forma de presiones parciales tenemos:

De la misma manera podemos expresar las velocidades de reacción tanto para
el proceso directo como el inverso

Como ya se explicaba con anterioridad la reacción comienza con la
transformación de la especie A en la especie B, a medida que esto transcurre la
presión parcial de la especia A decrece, sin embargo la reacción llega a un
punto en el cual se la especie B empieza a transformarse en A, hasta que se
igualan las velocidades de la reacción directa como inversa, de esta manera se
verifica el equilibrio químico. Igualando las expresiones para las velocidades de
reacción se tiene que:

Ejemplo 7. Es posible obtener metanol por la reacción de monóxido de
carbono con hidrógeno en fase gaseosa de acuerdo a la reacción:

CO(g) + 2 H2 (g) ⇌ CH3OH(g)

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Se permite que 1 mol de cada uno de los reactivos reaccione en un tanque de
10 litros y se miden la composición final de la mezcla obteniendose los
siquientes resultados:

CO = 0.911 moles H2 = 0.822 moles CH3OH = 0.0892 moles

¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio para la reacción?

El volumen del recipiente es 10 litros por lo que las concentraciones son:

[CO] = 0.911 M [H2] = 0.822 M [CH3OH] = 0.0892 M

El valor de la constante de equilibrio es:

Lección 7. Reacciones reversibles e irreversibles

Hasta este momento, hemos considerado que las reacciones químicas
ocurren partiendo de reactantes y terminando en los productos. Por ejemplo:

)()( l
toenfriamien
g ONNO 4222  

Sin embargo, la mayoría de las reacciones químicas son reversibles; es decir,
una vez formados los productos, éstos reaccionan entre sí y forman
nuevamente a los reactantes. Por ejemplo, el dióxido de nitrógeno es un
gas café rojizo, que al enfriarse se transforma en tetra óxido de di nitrógeno, el
cual es un líquido amarillo. Este último, al calentarse se transforma nuevamente
en dióxido de nitrógeno.

La reversibilidad de una reacción, se representa mediante dos flechas
encontradas, las cuales nos indican que las dos reacciones se están
llevando a cabo simultáneamente. A la reacción que va de reactantes a

Calentamiento
)(42)(2 l
toEnfriamien
g ONNO  

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productos se le conoce como reacción directa, mientras que a la que va de
productos a reactantes, se le denomina reacción inversa.

Un ejemplo cotidiano de reacciones reversibles, lo observamos en las
pilas recargables, las cuales una vez agotadas pueden recuperar su carga
nuevamente haciendo pasar una corriente eléctrica a través de ellas. En este
tipo de pilas, los productos que se forman reaccionan entre sí al hacerles
pasar una corriente eléctrica, formando de nuevo los reactantes encargados
de producir la energía eléctrica.

En algunas reacciones sólo es perceptible la reacción directa, la reacción
inversa no es evidente. Una reacción de este tipo, que ocurre sólo hacia la
derecha, recibe el nombre de reacción irreversible. Un ejemplo de lo anterior es
la oxidación de un clavo, la cual representamos con la siguiente ecuación
química:
FeOOFe 22 2 

¿A qué se debe que algunas reacciones sean reversibles y otras irreversible?
Una reacción es irreversible, cuando la energía que se requiere para romperlos enlaces de los reactantes es mucho menor que la que se requiere para
romper los enlaces de los productos. Como hemos dicho anteriormente, A esta
energía se le llama energía de activación; por lo tanto, en una reacción
reversible, la energía de activación de los productos es igual o menor que la de
los reactantes.

Ley de acción de masas.

La ley de acción de masas establece que: "La velocidad de una reacción, es
directamente proporcional al producto (multiplicación) de las moles por
litro (concentración molar) de cada uno de los reactantes, elevadas a una
potencia igual a su coeficiente estequiométricos y multiplicadas por una
constante (k) de proporcionalidad, y cuyo valor, depende de la naturaleza
química de los reactantes y de la temperatura".

La forma general de representar a una reacción química es la siguiente:

dDcCbBaA  

En la expresión anterior, las letras minúsculas representan los
coeficientes estequiométricos (número de moles) de cada una de las sustancias

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que participan en la reacción mientras que, las letras mayúsculas representan
las fórmulas de los reactantes (A, B) y productos (C, D).

El paréntesis rectangular [ ] se utiliza en química para indicar que la
concentración de la sustancia está dada en moles por litro; es decir, que su
concentración es molar.

Con base en lo anterior podemos entonces establecer la expresión matemática
para la ley de acción de masas en una reacción química:

En una reacción reversible existen dos reacciones químicas diferentes, la
primera es la que se lleva a cabo entre los reactantes para formar a los
productos, la segunda en la cual los productos reaccionan entre sí, una vez que
se han generado, para formar de nuevo a los reactantes. A la primera reacción
se le llama reacción directa y a la segunda, reacción inversa.

dDcCbBaA  

Las expresiones de la velocidad para la reacción inversa y directa en un
cambio reversible son las siguientes:

Vd = [A]a [B]b ...kd
Vi = [C]c [D ]d ...ki

Las constantes son diferentes dado que su valor, tal y como se establece en la
ley de acción de masas, depende de la temperatura y de la naturaleza o
propiedades químicas de las sustancias que reaccionan. Las propiedades
químicas de los reactantes son diferentes a la de los productos.

Por ejemplo, cuando una reacción inicial, en el momento en que se conjugan
todas las condiciones (concentración de reactantes, temperatura, presión,
catalizadores, etcétera), para que la reacción se efectúe, en ese preciso
momento, la concentración o cantidad de productos es igual a cero y la de los
reactantes igual a la cantidad que se tenga para la reacción. Conforme
pasa el tiempo, la concentración de reactantes empieza a disminuir mientras
que, la de los productos aumenta.

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Lección 8. Equilibrio homogéneo y heterogéneo

Empecemos por mencionar que el equilibrio químico de clase homogénea, esta
dada por un sistema en donde las especies se encuentran en el mismo estado
de agregación, miremos por ejemplo la siguiente ilustración

Como lo habíamos dicho conservan el mismo estado de agregación, a
continuación definiremos tanto la k en función de las concentraciones como en
función de las presiones parciales.

Para casos generales podemos tomar la siguiente reacción:

Podemos tener un factor de conversión para trasformar la k en función de la
concentración a la k en función de las presiones parciales.

Siendo , la diferencia entre las moles del producto y reactivos.

Ejemplo 8. Las concentraciones en equilibrio para la reacción de
monóxido de carbono y cloro para formar COCL2 (g) a 74 °C son:
[CO] = 0.012M, y [COCL2] = 0.14M

Calcular las constantes Kc y Kp.

La reacción que debe darse es

CO + Cl2  COCl2

Para esta reacción el valor de ∆ n es -1 ya que hay una mol de producto y dos
moles de reactivo en la mezcla.

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El valor de Kc es = [0.14]/(0.012 x 2.33) = 5 l/mol

El valor de Kp = Kc (R T)
∆ n = 1.768 x 10-3 1/atm

Equilibrio heterogéneo.

El equilibrio heterogéneo nos indica que en la reacción hay distintas fases por lo
que debe hacerse un tratamiento un poco diferente ya que las especies puras
que están en estado líquido y solido no se incluyen dentro de la expresión de la
constante de equilibrio, cuando un disolvente participa en el equilibrio, su
concentración también se excluye de la expresión de la constante. En cambio
las presiones parciales de los gases y las concentraciones molares de una
disolución si se incluyen en la constante de equilibrio porque estas pueden
variar.

Ejemplo 9. Tenemos la siguiente reacción heterogénea.

De acuerdo a lo visto anteriormente podemos expresar la constante de
equilibrio como:

Podemos mirar que solo influye la concentración de la especie que se
encuentra en estado de agregación gaseosa.

Ejemplo 10. De acuerdo a la siguiente reacción determine la expresión la
correspondiente constante de velocidad

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Lección 9. La constante de equilibrio – aplicaciones

Es importante mencionar para iniciar esta lección que en la naturaleza rara vez
encontramos procesos que solo tengan un sentido de dirección cuando
reaccionan, y por su parte los procesos de mucho valor industrial tienden a
estar en equilibrio por lo que se hace necesario que se estudien distintos
métodos con los cuales se puedan describir y predecir las composiciones de
nuestros productos de interés.

Por ejemplo existen gran cantidad de plantas que producen amoniaco el cual es
esencial para el crecimiento de muchos de los cultivos que nos alimentan,
lamentablemente están plantas no producen todo el nitrógeno que necesitan
grandes plantaciones que nos surten a diario de alimentos, por eso se hace
necesario que se implementen cantidad de procesos con los cuales se sintetice
sustancias nitrogenadas que suplan los requerimientos de nitrógeno amoniacal
que solicita la tierra. Para eso debe sintetizarse amoniaco a partir de nitrógeno
e hidrogeno molecular, como ya lo hemos visto en lecciones anteriores. Esta
reacción en específico presenta un equilibrio entre las especies reactantes y la
producida, así que es de vital utilidad conocer las condiciones para las cuales
se puede tener el máximo rendimiento de esta reacción.

Ejemplo 11. De las siguientes reacciones químicas hallar sus respectivas
constantes de equilibrio.

a) Miremos que son especies que se encuentran en estado gaseoso así que
expresaremos su concentración en forma de presiones parciales.

b) En el numeral pasa lo mismo que el numeral anterior así que la constante

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c) Para el siguiente tenemos que identificar que las especies se encuentran
en medio acuoso así que lo más apropiado es usar las concentracionesmolares para poder definir su constante de equilibrio.

Ejemplo 12. A 500 K el PCl5 se descompone en un 14 % según la ecuación

Si en un recipiente de 2 l se ponen 2 moles de PCl5 y se calienta hasta 500 K
encuentre el valor de Kc a esa temperatura

Si llamamos α al grado de descomposición significa que α = 0.14 ya que por
cada mol de reactivo se descompone el 14 %.

Podemos hacer la contabilidad de los materiales involucrados en el equilibrio
teniendo en cuenta las moles iniciales cargadas, la cantidad de materia que
reacciona para saber las moles que quedan en el recipiente.

PCl5 PCl3 Cl2
Inicio 2
Cambio -0.14(2) 0.14(2) 0.14(2)
final 2 - 0.14(2) = 1.76 0.14(2) = 0.28 0.14(2) = 0.28
Molaridad 1.76 / 2 = 0.88 0.28 / 2 = 0.14 0.28 / 2 = 0.14

Debe recordarse que la constante de equilibrio está en término de las
concentraciones molares de las sustancias.

Kc = 0.14
2/0.88 = 2.23 x 10-2 M

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Ejemplo 13. A 134ºC, Kp
= 66 atm para: N
2
O
4
(g) ⇔ 2NO
2
(g). Se ponen n
moles de N
2
O
4
en un reactor y se alcanza el equilibrio a 134ºC y 1 atm de
presión. Hallar el grado de disociación del N
2
O
4

N
2
O
4
NO
2

Inicio n
Cambio -n α 2 n α
equilibrio n (1- α) 2 n α
totales n (1- α) + 2 n α = n(1+ α)

Las presiones parciales serán:

Por lo tanto kp será:

Esta ecuación puede resolverse por la fórmula de la ecuación cuadrática para
dar
α = 0.97

Ejemplo 14. A unos 500 ºC el carbonato de amonio se descompone
térmicamente según la reacción de equilibrio

Hallar Kp, a esa temperatura, si la presión total en el equilibrio es de 2,8 atm

Se trata de un equilibrio heterogéneo, por tanto la expresión de Kp sólo
dependerá de las presiones parciales de las sustancias gaseosas

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Según la ecuación del de la reacción química por cada 1 mol de CO
2
(g) que se
produzca, se obtendrá 1 mol de vapor de agua y 2 moles de amoniaco.

De la ecuación de los gases, P·V = nRT, se deduce que la presión de un gas y
el nº de moles del mismo son directamente proporcionales, en las mismas
condiciones. Por tanto:

Si “p” es la presión parcial del CO
2
en el equilibrio, la presión parcial del vapor
de agua también será “p” y la presión parcial del amoniaco será “2·p”,
sustituyendo:

La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales

PT = p + p + 2 p = 4 p = 2.8 atm por lo que p = 0.7 atm

Por lo tanto, Kp = 0,96 atm
4

Lección 10. Principio de le Châtelier.

El equilibrio químico, al ser un estado dinámico, se ve alterado por cualquier
tensión que se aplique al sistema, ya sea una variación en la temperatura, en la
presión (en el caso de los gases) o en la cantidad de uno de los componentes.

Estos cambios pueden describirse por el Principio de Le Chatelier en el que
se establece que “el equilibrio se desplaza en la dirección en la que se
disminuya el efecto que causa la tensión”.

Considere la reacción en fase gaseosa

A2B 2 A + B

⇌

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Si a este sistema se le aumenta la presión por disminución del volumen total, el
sistema reacciona de tal manera que el número total de moléculas libres sea
menor, es decir, consumiendo 2 moléculas de A y una de B (3 moléculas) para
producir una sola molécula de A2B.

Para el caso del equilibrio ácido acético - acetato descrito anteriormente, si
adicionamos una cantidad de ácido acético a la solución el sistema se
desplazará a consumir esta especie por lo que se producirá más ión acetato
hasta que se alcance un nuevo estado de equilibrio. Este efecto de
desplazamiento del equilibrio debido a la materia se conoce como “ley de
acción de la masa”

El químico francés Henry Louis le Châtelier observo lo que pasaba con el
equilibrio químico cuando un factor externo cambiaba una de los parámetros así
que se definió el siguiente principio.

“si un sistema en equilibrio es perturbado por un cambio de temperatura,
presión o concentración de uno de los componentes, el sistema se
desplazara su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto
de la perturbación’.

Sin embargo en esta lección aplicaremos esta teoría a procesos químicos y de
esta manera determinar cualitativamente que pasa con el equilibrio cuando se
quita o se adiciona productos, se cambia la temperatura o se modifica la presión
del sistema.

Empecemos por tomar una reacción sencilla para que evaluemos el primer
criterio relacionado con el cambio en las concentraciones

Para cualquier aumento en la cantidad de hidrogeno o nitrógeno el equilibrio
tendera a desplazarse a la producción de amoniaco. Por su parte cualquier
introducción de amoniaco al sistema; este se autocontrolará produciendo su dos
precursores.

En la Figura 5 se muestra gráficamente lo que sucede al momento de adicionar
hidrógeno en una mezcla de nitrógeno amoniaco e hidrógeno en equilibrio.

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Figura 5 Efecto en el equilibrio del amoníaco al adicionar hidrógeno

Como se observa en la Figura 5 al aumentar instantáneamente la presión
parcial de hidrógeno, la presión parcial de amoníaco aumenta, se produce más
de esta especie, a costa del nitrógeno presente, es por esto que éste último
disminuye su presión parcial, el sistema responde a la perturbación del aumento
de la cantidad de hidrógeno, consumiéndolo y produciendo más amoníaco.

En lo referente con cambios de volumen y presión se puede hacer el siguiente
análisis:

Si aumentamos la presión total en un sistema en equilibrio, este responderá,
tendiendo a disminuir la presión del sistema a través de la disminución de la
cantidad de moléculas presentes en la fase gaseosa. Miremos la siguiente
reacción para visualizar mejor lo que hablamos.

Observemos que si aumentamos la presión del sistema, esta tendera a que se
contrarreste este aumento de presión con la disminución de moles así que el
equilibrio se desplazará a la formación del tetraoxido de dinitogeno.

Caso similar se da al aumentar o disminuir el volumen del sistema reaccionante
ya que un cambio de volumen, con una cantidad de masa constante generará
un cambio en la presión de tal manera que mientras el volumen disminuye la

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presión aumenta; de esta manera, al aumentar el volumen el sistema podrá
soportar más cantidad de moléculas en el equilibrio y por tanto podrá
desplazarse hacia la producción de dióxido de nitrógeno.

Efecto de la temperatura:

Para el caso en que las reacciones son endotérmicas o exotérmicas, el cambio
en la temperatura afecta el equililbrio favoreciendo uno de los procesos según
sus características energéticas. De tal manera que un aumento en la
temperatura favorecerá las reacciones que requieran energía térmica y
desfavorecerá las reacciones que la produzcan, el sistema responde de tal
manera que la energía en exceso adicionada al sistema sea consumida en la
reacción endotérmica este planteamiento se muestra en la Tabla 8.

REACCION
ENDOTERMICA REACCION EXOTERMICA
AUMENTO DE T
TIENDE A LOS
PRODUCTOS AUMENTO