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MINISTERIO DE EDUCACIÓN
DIRECCIÓN REGIONAL DE EDUCACIÓN DE SAN MIGUELITO
INSTITUTO RUBIANO
QUÍMICA
TRIMESTRE SEGUNDO
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS.
12 GRADO
BACHILLER EN CIENCIAS
PROFESORES:
XIOMARA ARRIETA DE NIETO [email protected]
ABRAHAM IBARRA GÓMEZ [email protected]
DEL 12 DE OCTUBRE AL 20 DE NOVIEMBRE DE 2020.
GUIA DE AUTOAPRENDIZAJE.
QUÍMICA – 12 GRADO.
BACHILLER EN CIENCIAS
ESTUDIANTE: ________________________
COLEGIO: INSTITUTO RUBIANO
INDICE DE CONTENIDOS
Presentación 1
Indicaciones generales 2
Cinética química 2
Velocidad de las reacciones químicas 3
Factores que afectan la velocidad de reacción 4
Práctica 5
Autoevaluación 6
Bibliografía e infografía 7
Presentación 12
Equilibrio Químico 13
Principio de LeChateier 13
Reacción reversible en el equilibrio 14
Constante de Equilibrio 15
Solución de problemas 15
Factores que afectan el equilibrio 16
Concentración 16
Presión 16
Temperatura 16
Tipos de equilibrio 17
Según el estado de las sustancias 17
Actividad de Formación 18
Actividad de Apreciación 20
Evaluación Sumativa Equilibrio Químico 22
Evaluación Sumativa Equilibrio Químico 23
Autoevaluación 26
Bibliografía 26
i
PRESENTACIÓN
La química, en virtud de su misma naturaleza, se ocupa del cambio. Las reacciones químicas
convierten sustancias con propiedades bien definidas en otros materiales con propiedades
diferentes. Gran parte de nuestro estudio de las reacciones químicas tiene que ver con la formación
de sustancias nuevas a partir de un conjunto dado de reactivos. Sin embargo, resulta igualmente
importante comprender la rapidez con la que ocurren las reacciones químicas. Las velocidades de
las reacciones abarcan un intervalo enorme: desde aquellas que se completan en fracciones de
segundo, como ciertas explosiones, hasta otras que toman miles o incluso millones de años, como
la formación de diamantes u otros minerales de la corteza terrestre. Fenómenos como estos los
estudia la cinética química, así que en esta sección podrás ampliar tus conocimientos.
Con el estudio de los siguientes temas, acompañados de estrategias metodológicas que se
aplicarán en el transcurso del desarrollo de esta guía, podrás lograr los siguientes objetivos:
1. Comprender el significado de la velocidad de una reacción química.
2. Relacionar la velocidad con las colisiones entre las partículas.
Si pones todo tu esfuerzo estamos seguros de que podrás culminar con éxito todas las actividades.
1
INDICACIONES GENERALES:
Con el desarrollo de esta guía de autoaprendizaje podrás obtener los conocimientos básicos de la
cinética química en cuánto a la velocidad de las reacciones.
Debes leer detenidamente toda la guía antes de resolverla y concentrarte en los contenidos
expuestos con la finalidad de lograr aprendizaje significativo.
Entrega tu trabajo en la fecha indicada, plazo hasta finalizar el trimestre, semana del 16 al 20 de
noviembre.
Entrega de forma clara y legible tu trabajo a través del correo institucional.
CONTENDIO SEGUNDO TRIMESTRE.
I. VELOCIDAD DE REACCIÓN
II. EQUILIBRIO QUÍMICO
2
I. CINÉTICA QUÍMICA
ÁREA: CINÉTICA MOLECULAR/TRANSFORMACIONES QUÍMICAS
OBJETIVO GENERAL:
Comprender aspectos cinéticos relacionados con las velocidades y
mecanismos de las reacciones químicas que ocurren en el entorno.
OBJETIVO ESPECÍFICO:
Valorar las implicaciones de la cinética química en procesos químicos que
ocurren en los seres vivos y en el entorno.
INDICADORES DE LOGRO
Describe, de forma escrita, los factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas.
Identifica los efectos de los factores que afectan la velocidad de reacción mediante ejemplos del
contexto.
3
VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
Objetivos específicos:
1. Comprende el significado de la velocidad de una reacción química.
2. Relaciona la velocidad con las colisiones entre las partículas
3. Describe gráficamente los factores que afectan la velocidad de las reacciones
químicas.
CONCEPTO DE VELOCIDAD
Las velocidades de reacción se expresan por lo regular como cambios de concentración por unidad
de tiempo: generalmente, cuando se trata de reacciones en disolución, las velocidades se dan en
unidades de molaridad por segundo (M/s). Con respecto a casi todas las reacciones, una gráfica de
molaridad en función de tiempo muestra que la velocidad disminuye a medida que la reacción
avanza.
Por ejemplo, considere la reacción de A → B
[A] (mol) 1,00 0,54 0,30
t (s) 0 20 40
[B] (mol) 0 0,46 0,70
La velocidad de esta reacción se expresa ya sea como la velocidad de desaparición del reactivo A
o la velocidad de aparición del producto B. La velocidad media desaparición de B en cierto
intervalo de tiempo está dada por el cambio de concentración de B dividido entre el cambio de
tiempo:
Se encierra entre corchetes una fórmula química, como en [B], para indicar la concentración de la
sustancia en términos de molaridad. La letra griega delta, Δ, se lee como “cambio de”, y siempre
es igual a la cantidad final menos la cantidad inicial. La velocidad media de aparición de B en el
intervalo de 20 s a partir del inicio de la reacción está dada por:
También se podría expresar la velocidad de reacción respecto al cambio de concentración del
reactivo, A. En este caso se describiría la velocidad de desaparición de A, que se expresa como:
4
Adviértase el signo de menos en esta ecuación. Por convención, las velocidades se expresan
siempre como cantidades positivas. Puesto que [A] disminuye con el tiempo, Δ[A] es un número
negativo. El signo negativo sirve para convertir el Δ[A] negativo en una velocidad positiva. Debido
a que se consume una molécula de A por cada molécula de B que se forma, la velocidad media de
desaparición de A es igual a la velocidad media de aparición de B, como lo muestra el siguiente
cálculo:
FACTORES QUE AFECTAN LA VELOCIDAD DE LA REACCIÓN
Debido a que en las reacciones se rompen y se forman enlaces, su rapidez depende de la naturaleza
de los reactivos mismos. Hay, empero, cuatro factores que permiten modificar la rapidez con la que
ocurren reacciones específicas:
1. El estado físico de los reactivos. Para que reaccionen, es necesario que las moléculas de
los reactivos choquen entre sí. Cuanto más fácilmente chocan las moléculas unas con otras,
con tanta mayor rapidez reaccionan. La mayor parte de las reacciones que se estudian son
homogéneas: en ellas participan gases o disoluciones líquidas. Si los reactivos están en
fases diferentes, como cuando uno es un gas y otro un sólido, su área de contacto limita la
reacción. Por tanto, las reacciones en las que intervienen sólidos tienden a avanzar más
aprisa si se aumenta el área superficial del sólido. Por ejemplo, un medicamento en forma
de tableta se disuelve en el estómago y entra en el torrente sanguíneo con más lentitud que
el mismo medicamento en forma de polvo fino.
2. La concentración de los reactivos. Casi todas las reacciones químicas se llevan a cabo con
más rapidez si se aumenta la concentración de uno o más de los reactivos. Por ejemplo, la
lana de acero arde con dificultad en el aire, que contiene 20% de O2, pero se enciende con
llama blanca y brillante en oxígeno puro. A medida que la concentración aumenta, la
frecuencia de colisión de las moléculas aumenta, y esto origina velocidades mayores.
3. La temperatura a la que se lleva a cabo la reacción. La velocidad de las reacciones
químicas aumenta con la temperatura. Es por esto que se refrigeran los alimentos
perecederos como la leche. Las reacciones bacterianas que originan la descomposición de
la leche se llevan a cabo con rapidez mucho mayor a temperatura ambiente que a las
temperaturas más bajas de un refrigerador. El aumento de temperatura incrementa la
energía cinética de las moléculas. Al moverse con mayor rapidez, las moléculas chocan
con más frecuencia y también con mayor energía, lo que origina velocidades mayores.
5
4. La presencia de un catalizador. Los catalizadores son agentes que aumentan las
velocidades de reacción sin transformarse. Influyen en los tipos de colisiones (el
mecanismo) que dan lugar a la reacción. Los catalizadores desempeñan un papel crucial en
nuestra vida. La fisiología de casi todas las especies vivientes depende de las enzimas, unas
moléculas de proteína que actúan como catalizadores e incrementan la velocidad de ciertas
reacciones bioquímicas.
En el nivel molecular, las velocidades de reacción dependen de las colisiones entre moléculas.
Cuanto mayor es la frecuencia de colisión, tanto más grande es la velocidad de reacción. Para que
una colisión desemboque en reacción, no obstante, debe ocurrir con la suficiente energía para
alargar los enlaces hasta una longitud crítica, y con la orientación idónea para que se formen enlaces
nuevos en los lugares apropiados.
Práctica.
1. ¿Qué significa el término velocidad de reacción?
2. Cite tres factores que influyen en la velocidad de una reacción química.
3. ¿Qué información se necesita para relacionar la velocidad de desaparición de los reactivos
con la velocidad de aparición de los productos?
4. ¿En qué unidades se expresa habitualmente la velocidad de las reacciones que ocurren en
disolución?
5. Considere la reacción acuosa hipotética siguiente: A(ac) → B(ac). Se carga un matraz con
0.065 mol de A en un volumen total de 100 mL. Se recopilan los datos siguientes:
(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.
Observación: Recuerde que la concentración se expresa en términos de molaridad [M] que
es mol/litros.
6
6. Se carga un matraz con 0.100 mol de A y se deja que reaccione para formar B según la
reacción hipotética en fase gaseosa A(g) → B(g). Se recopilan los datos siguientes:
(a) Calcule el número de moles de B en cada tiempo de la tabla.
(b) Calcule la velocidad media de desaparición de A a cada intervalo de 40 s, en unidades
de mol/s. (c) ¿Qué información adicional se necesitaría para calcular la velocidad en
unidades de concentración por tiempo?
AUTOEVALUACIÓN
El propósito de este ejercicio de autoevaluación es posibilitar la percepción de los factores
positivos y negativos en el aprendizaje.
Las tres cosas más importantes que he aprendido son:
✓
✓
✓
Lo que más me dificultó aprender fue:
7
Prueba sumativa.
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AUTOEVALUACIÓN
El propósito de este ejercicio de autoevaluación es posibilitar la percepción de los factores
positivos y negativos en el aprendizaje.
Las tres cosas más importantes que he aprendido son:
✓
✓
✓
Lo que más me dificultó aprender fue:
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BIBLIOGRAFÍA
William Daub G. y Seese William S. “Química”; Octava Edición, Pearson
Educación, México, 2005.
Timberlake Karen C. “Química General, Orgánica y Biológica. Estructuras de la
vida” Cuarta Edición, Pearson Educación, México, 2013.
Enlaces de interés:
https://youtu.be/koqHVjQnHPQ
https://youtu.be/UB7T-nDkbDs
https://youtu.be/_cd9Q3xUFWU
10
ÁREA: CINÉTICA MOLECULAR
OBJETIVO GENERAL:
Comprende los aspectos relacionados con las reacciones reversibles y el equilibrio químico.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Aplica el principio de Le Chatelier y la ley de acción de masas para determinar las variaciones en
las concentraciones de reactivos y productos en reacciones reversibles.
Valora la importancia del equilibrio químico por sus implicaciones en reacciones importantes
que ocurren en el contexto.
INDICADOR DE LOGRO
Predice, de forma oral y escrita, el desplazamiento de una reacción en equilibrio aplicando el
principio de Le Chatelier.
COMPETENCIA
1. Demuestra capacidad para la comunicación verbal y no verbal, la abstracción, la síntesis
y la toma de decisiones..
2. Demuestra capacidad permanente para obtener y aplicar nuevos conocimientos y adquirir
destrezas.
3. Utiliza la tecnología como herramienta de apoyo en el proceso de enseñanza aprendizaje
con responsabilidad social.
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12
PRESENTACIÓN
Cuando se desarrollan reacciones químicas en sistemas cerrados que evitan la pérdida de sus
componentes, esta a se desarrollará en una dirección disminuyendo la concentración de los
reactivo, pero inmediatamente los productos aumenta su concentración y puede n colisionar entre
sí, la reacción ocurrirá en sentido contrario. A medida que avanza la reacción, se alcan za un
punto en el que no se detectan cambios netos de concentración. La velocidad de la reacción
directa es igual a la velocidad inversa entonces e l sistema está en equilibrio El equilibrio se
puede desplazar a uno de los lados generando mayor cantidad de producto o de reactivo según
las perturbaciones que pueda sufrir el sistema .
EQUILIBRIO QUÍMICO
El equilibrio químico es un estado que alcanzan las reacciones
químicas reversibles en el que no se producen ninguna variación
de las concentraciones, ni de los reactivos, como tampoco de los
productos involucrados. Se caracteriza por ser dinámico y no
estático; esto es, las moléculas u átomos siguen reaccionando,
pero manteniendo las mismas concentraciones durante el tiempo.
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Principio de Le
Châtelier
El principio de Le Châtelier,
postulado en 1884 por HenriLouis
Le Châtelier (1850-1936), químico
industrial francés, establece que:1
El término
“perturbación” significa aquí un
cambio de concentración, presión,
volumen o temperatura que altera
el estado de equilibrio de un
sistema. El principio de Le
Châtelier se utiliza para valorar los
efectos de tales cambios. Al
incrementar la temperatura se
favorece el sentido endotérmico
de la reacción, sin embargo, al
disminuirla, se favorece el sentido
exotérmico de esta.
Para comprender qué es el equilibrio químico considérese la siguiente reacción reversible:
N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g)
INICIO MEDIADO EQUILIBRIO
Gas incoloro N2O4(g)
Solo hay moléculas de
N2O4
Aparece el gas NO2 cuya
coloración parda
La velocidad de consumo de
N2O4 es mayor que la
velocidad de consumo de
NO2.
Al haber solo N2O4, las
pocas moléculas formadas
de NO2 apenas podrán
encontrarse para reaccionar.
Aumentan la intensidad del color
pardo debido al aumento en la
concentración NO2
A medida que haya más moléculas
de NO2 en el vial y que las
moléculas de N2O4 se vayan
disociando, las velocidades de las
dos reacciones se irán igualando,
aun cuando las concentraciones
difieran entre sí cada vez más.
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En el equilibrio una vez el par N2O4-NO2 establezca el equilibrio, las velocidades de ambas
reacciones se igualarán y se obtendrán las siguientes expresiones matemáticas:
V-directa = k1[N2O4] V-inversa = k-1[NO2]2
V-directa = V-inversa
k1[N2O4] = k-1[NO2]2
Por esta razón, se dice que el equilibrio químico es dinámico: las moléculas N2O4 y NO2 siguen
participando en las reacciones aun cuando no haya cambio en sus concentraciones. Expresión
de la constante de equilibrio aA + bB ⇌ cC + dD se puede escribir la expresión de la
constante de equilibrio
Keq = [C]c[D]d [A]a[B]b
Consideraciones:
• Las letras entre los corchetes [ ] representan la concentración de los productos y
reactivos gaseosos en moles por litro (se ha demostrado que las cantidades de sólido y
los líquidos no influyen no influyen en el equilibrio ni en la constante d equilibrio)
• Existe una constante de equilibrio (Keq)para cada temperatura.
• Las letras que aparecen como exponentes son los coeficientes de las sustancias
representadas en la ecuación balanceada.
Para la reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) + calor
La expresión de la constante de equilibrio se obtiene: Keq =
Solución de problemas
La constante de equilibrio de la reacción siguiente a cierta temperatura resultó ser de 62. Cuando
la concentración de hidrógeno molecular es 0,20 M y la concentración de yodo gaseoso 0,25 M
¿Cuál es la concentración en el equilibrio de yoduro de hidrógeno gaseosos?
I2(g) + H2(g) ⇌ 2HI(g) [HI]2
Solución: La expresión de la constante de equilibrio es: Keq = [I2][H2]
62 = [HI]2
[0,25M][0,20M]
[HI]2 = (62)(0,25M)(0,20M) =3.10 mol2/L2
HI= 1,76M
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Factores que afectan el equilibrio químico
Los factores que afectan el equilibrio químico en una reacción reversible son: concentración,
presión y temperatura.
– Concentración
En una reacción reversible, según el Principio de Le Chatelier, al aumentar la concentración de
un reactivo se producirá un desplazamiento del equilibrio químico hacia la derecha, con el fin de
aumentar la concentración de los productos de la reacción.
Por el contrario, si se agrega un producto a la reacción, el equilibrio químico se desplazará hacia
la izquierda, con el fin de aumentar la concentración de los reactivos.
– Presión En una reacción desarrollada en fase gaseosa, una variación en el volumen o en la
presión ejercida sobre los gases que intervienen en ella, producirá una alteración en el
equilibrio, dependiente del número de moles de los reactivos y los productos.
Si los componentes de una reacción (reactivos y productos) tienen diferencias en el número de
moles que intervienen en una reacción, por ejemplo, la dimerización del dióxido de nitrógeno
(NO2):
2 NO2(g) ⇌ N2O4(g)
Un aumento de la presión ejercida sobre la reacción en fase gaseosa, consecuencia de una
disminución o no del volumen de la reacción, provocará un desplazamiento del equilibrio
químico hacia el lado que tiene menos moles gaseosos. En este ejemplo: el producto N2O4. Por
el contrario, una disminución de la presión producirá un desplazamiento del equilibrio hacia el
lado de la reacción que posea el mayor número de moles de gas. En el ejemplo dado, se
desplazará hacia los reactivos (NO2), con el fin de contrarrestar la disminución de la presión.
Si en una reacción en fase gaseosa los moles de los reactivos son iguales a los moles de los
productos, los cambios en la presión no afectarán al equilibrio químico.
– Temperatura
Reacción endotérmica
En una reacción endotérmica el calor puede considerarse como un reactivo, ya que es necesario
su suministro para que ocurra la reacción: A + Q ⇌ B
Q = calor suministrado
Por lo tanto, en una reacción endotérmica al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará
hacia la derecha. Mientras, al disminuir la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia la
izquierda.
Siendo el calor parte de los reactivos, A lo consumirá para transformarse en B. Reacción
exotérmica
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En una reacción exotérmica se genera calor, siendo este un producto de la reacción:
A ⇌ B + Q
En una reacción exotérmica al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la
izquierda (reactivos), ya que aumenta la producción de calor. Mientras, al disminuir la
temperatura, el equilibrio se desplazará hacia la derecha (productos).
Siendo el calor parte de los productos, al incrementarse la temperatura no habrá necesidad de
aportar más calor al medio. Y por lo tanto, el equilibrio buscará aprovechar el calor extra para
producir más reactivos; en este caso, más de A.
TIPOS DE EQUILIBRIO QUÍMICO
Dependiendo del estado físico de los componentes de la reacción, el equilibrio químico puede ser
homogéneo o heterogéneo. Equilibrio homogéneo
En este tipo de equilibrio, todos los reactivos y productos tienen la misma fase o estado líquido.
Por ejemplo:
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
Aquí tanto el N2, como el H2 y el NH3 son sustancias gaseosas.
Equilibrio heterogéneo
Existe cuando no todos los reactivos y productos tienen la misma fase o estado físico. Por
ejemplo:
2 NaHCO3(s) ⇌ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
Aquí tenemos al NaHCO3 y Na2CO3 como sólidos, y al CO2 y H2O como gases o vapores.
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ACTIVIDAD FORMATIVA
Representa gráficamente el avance de una reacción hasta alcanzar el equilibrio.
I. Coloca dentro del matraz la cantidad de puntos de color amarillo o verde según
indica la columna de unidades de concentración. Encierra en un círculo la imagen
que ilustra el equilibrio y sustenta tu respuesta.
Mezcla de reacción
Reactivo
Producto
Unidades de concentración
reactivo productos
12 0
10 2
8 4
6 6
6 6
6 6
II. Parte. Asume que el producto se encuentra en
estado gaseoso. ¿Qué ocurre en ese sistema si
se destapa el matraz como en la imagen?
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ACTIVIDAD DE APRECIACIÓN
EQUILIBRIO QUÍMICO
Observe las imágenes que corresponden a la reacción: CO(g) + 3H2(g) === CH4(g) + H2O(g)
y conteste las preguntas marcando con equis (X) el círculo que corresponde a la respuesta correcta.
1
20
21
EVALUACIÓN SUMATIVA
EQUILIBRIO QUÍMICO
Marque con una equis (X) el círculo que corresponde al enunciado verdadero o falso.
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EVALUACIÓN SUMATIVA
CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Seleccione Multiple.
Marque con una equis (X) el círculo que acompaña la respuesta correcta.
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AUTOEVALUACIÓN
El propósito de este ejercicio de autoevaluación es posibilitar la percepción de los
factores positivos y negativos en el aprendizaje.
Las tres cosas más importantes que he aprendido son:
Lo que más me dificultó aprender fue:
BIBLIOGRAFÍA
Ralph Burns QUÍMICA. Quinta Edición.
Smoot/Price/Smith QUÍMICA UN CURSO MODERNO..
Infografía
https://es.wikipedia.org/wiki/Wikipedia:Portada
Enlaces de interés
https//youtu.be/A5CUnunMc9c
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