Velocidad de reacción, equilibrio químico, Disociación química.

1. DESEMPEÑO 1
Explica los factores que afectan la
velocidad de una reacción y su
equilibrio químico y la importancia que
tiene en los procesos biológicos que
ocurren en los seres vivos

2. Velocidad de una reacción
Es la rapidez (tiempo)
con la que se forman
los productos o se
consumen los reactivos
involucrados en dicha
reacción

3. TEORIA DE LAS COLISIONES
Los átomos y moléculas de las distintas
sustancias se hallan en continuo
movimiento, lo que ocasiona choques
constantes entre las partículas Mientras
mayor sea el número de choques por
unidad de tiempo, mayor será la
probabilidad de que ocurra una reacción.

4. ENERGÍA DE ACTIVACIÓN
Es la energía necesaria para romper los enlaces de
las moléculas de los reactivos y facilitar la
formación de los nuevos enlaces en los productos.
Se representa con el símbolo Ea y se expresa en
Kcal/mol o kJ/mol. La Ea es una propiedad de cada
reacción y depende de la clase de enlaces que se
tenga que romper durante la misma.

5. Velocidad de la reacción
Depende de:
Número de choques o colisiones efectivos de
las partículas por segundo
La orientación con la cual ocurren los
choques
La energía que posean las moléculas en el
momento de la colisión
La energía faltante para alcanzar la energía de
activación.

6. FACTORES QUE AFECTAN
LA VELOCIDAD DE UNA
REACCIÓN

7. NATURALEZA DE LOS REACTIVOS
Esta relacionada con el ordenamiento
de los átomos en las sustancias que
reaccionan en forma molecular y con la
fuerza y el número de enlaces que lo
conforman.

8. SUPERFICIE DE CONTACTO O
TAMAÑO DE LAS PARTÍCULAS
Mientras Mas puntos de
contacto haya en las
sustancias reaccionantes,
la reacción ocurrirá más
rápido. Ejemplo. El zinc
en polvo reacciona más
rápido que el zinc en
biruta.

9. CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS
Al aumentar la concentración
de las sustancias
reaccionantes, se aumenta la
unidad de choques entre sus
moléculas, llevando a la
aceleración del proceso.

10. TEMPERATURA
El Aumento de
temperatura en el
sistema en reacción
comprende un
aumento proporcional
en la velocidad de la
reacción.

11. CATALIZADORES
Es una sustancia que afecta la velocidad
de una reacción para acelerar o
retardar los procesos químicos, sin
participar de ellos directamente. El
proceso de alterar la velocidad de una
reacción se llama catálisis.

12. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADOR
CATALIZADOR
POSITIVO
Es cuando una
sustancia actúa
acelerando la
reacción.
CATALIZADOR NEGATIVO
O INHIBIDOR
Es cuando una
sustancia actúa
retardando la
reacción

13. CLASIFICACIÓN DE CATALIZADOR
HOMOGÉNEOS
Son aquellos que se
encuentran en el
mismo estado de
agregación que los
reactivos.
HETEROGÉNEOS
Son, por lo general
sólidos que catalizan
reacciones en medio
líquido o gaseoso.

15. LEY DE ACCIÓN DE MASAS O LEY DE
EQUILIBRIO QUÍMICO
La velocidad de una reacción química es
proporcional al producto de las masas
activas( concentración de las sustancias
que participan en la reacción) de las
sustancias reaccionantes.

16. CLASES DE EQUILIBRIO QUÍMICO
HOMOGÉNEO
Se caracteriza por que
tanto los reactantes
como los productos de la
reacción se encuentran
en el mismo estado o
fase (líquido o gaseoso)
HETEROGÉNEO
Se caracteriza por que
tanto los reactantes
como los productos de
la reacción pueden
encontrarse en dos o
más estados, es decir,
fases diferentes.

17. EJERCICIOS PROPUESTOS
Clasifica el siguiente sistema en equilibrio y
expresar la constante para cada sistema de
equilibrio:
H2(g) + S (g) H2S (g) a 1.000 °C
Es un sistema homogéneo y la constante se
expresa normalmente reemplazando .

18. EJERCICIOS PROPUESTOS
Clasifica el siguiente sistema en equilibrio y
expresar la constante para cada sistema de
equilibrio:
H2(g) + S (l) H2S (g) a 200 °C
En este tipo de reacción al existir una barreraEn este tipo de reacción al existir una barrera
física entre la fase líquida y gaseosa, el valor defísica entre la fase líquida y gaseosa, el valor de
KKee dependen exclusivamente lasdependen exclusivamente las
concentraciones en fase gaseosa.concentraciones en fase gaseosa.

19. EJERCICIOS PROPUESTOS
Clasifica el siguiente sistema en equilibrio y
expresar la constante para cada sistema de
equilibrio:
H2(g) + S (s) H2S (g) a 100 °C
En este tipo de reacción al existir una barrera físicaEn este tipo de reacción al existir una barrera física
entre la fase sólida y gaseosa, el valor de Keentre la fase sólida y gaseosa, el valor de Ke
dependen exclusivamente las concentraciones endependen exclusivamente las concentraciones en
fase gaseosa.fase gaseosa.

20. CLASES DE EQUILIBRIO QUÍMICO
MOLECULAR
Se caracteriza por estar
conformado por
sistemas (reactivo y
producto) que
involucran moléculas
por lo general en estado
gaseoso.
EN SOLUCIÓN
Se caracteriza por ser
un sistema que se
encuentra en
disolución acuosa.

22. Ke =CONSTANTE DE EQUILIBRIO
Es una media característica de cada reacción,
bajo condiciones de temperatura y presión
específicas y constantes. La constante de
equilibrio no tiene unidades.

23. SIGNIFICADO DE LOS SÍMBOLOS EN Ke
CORCHETES: Representan las concentraciones
en moles/litro (Molaridad) de los reactantes
y productos.
EXPONENTES a,b,c,d : Corresponde a los
coeficientes de la ecuación balanceada.

24. SIGNIFICADO DE Ke
Ke > 1: La concentración de los productos
es mayor que la concentración de los
reactivos.
Ke = 1: La proporción de los reactivos y
productos es similar
Ke < 1: La concentración de los productos
es menor que la de los reactivos

25. EJEMPLOS DE ECUACIÓN DE VELOCIDAD

26. EJEMPLOS DE ECUACIÓN DE VELOCIDAD

27. REPRESENTAR LA ECUACIÓN DE Ke

28. EJERCICIO DE APLICACIÓN
Un recipiente de 300 ml de capacidad a
35°C contiene una mezcla gaseosa en
equilibrio de 0,384 g de NO2 y1,653g de
N2O4, calcula el valor de Ke para este
sistema homogéneo:
N2O4(g) 2NO2(g)

29. 1. CALCULAR LAS CONCENTRACIONES
A. sacar masa molecular de los compuestos
N = 1 X 14,00 = 14,00 N = 2 X 14,00 = 28,00
O = 2 X 15,99 = 31,98 O = 4 X 15,99= 63,96
NO2 = 45.98 g N2O4 = 91,96 g

30. B. SE APLICA REGLA DE TRES.
45,98 g NO2 1MOL NO2 91,96 g N2O4 1Mol N2O4
0,384 g NO2 x 1,635g N2O4 x
X= 0,384 g NO2 X 1MOL NO2 X= 1,645g N2O4 x 1Mol N2O4
45,98 g NO2 91,96 g N2O4
X = 0,008 mol NO2 X= 0,017 mol N2O4

31. c. APLICAR MOLARIDAD
* Conversión de ml a L
1000 ml 1L
300ml X
X = 300 ml x 1L = 0,300 L
1000 ml
* Aplicación fórmula de M
M (NO2) = 0,008 mol NO2 = 0.026 M (N2O4) = 0,017 mol N2O4 = 0,056
…………………0,300 L 0,300 L

32. 2. HALLAR VALOR DE Ke
N2O4(g) 2NO2(g)
Ke = (NO2)2
= (0,026)2
= 0,012 = 1,2 X 10-2
N2O4 (0,056)

34. RESOLVER PROBLEMA
A 440°C, una mezcla gaseosa de hidrógeno
(H2), yodo (I2), produce yoduro de hidrógeno
(HI), en estado de equilibrio, contiene 3,1 x
10-3
moles de H2, 3,1 x 10-3
de I2 y 2,39 x 10-2
moles de HI por litro. Con base en esta
información , calcula el valor de Ke.

35. FACTORES QUE MODIFICAN UN
ESTADO DE EQUILIBRIO QUÍMICO
La composición de un sistema de
equilibrio puede verse afectada por
ciertos factores como la concentración
de los reactantes y productos, la
variación en la temperatura y la presión
total del sistema (sistemas gaseosos).

36. PRINCIPIO DE LE CHATELIER
“Si se cambian las condiciones bajo
las cuales un sistema se encuentra
en equilibrio, éste se modifica en el
sentido de absorber el cambio y
restablecer el estado de equilibrio”

37. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN
Un cambio en las
concentraciones de
cualquiera de los
compuestos presentes,
afectan la concentración
en el estado de
equilibrio, mas no ke

38. EJEMPLO DE EFECTO DE CONCENTRACIÓN
Reacciona hidrógeno atmosférico con yodo en estado
gaseoso, formando ácido yodhídrico:
H2 + I2 2HI
Si se le adiciona más H ¿ que ocurrirá con el sistema de
equilibrio? El equilibrio se desplazará en dirección de
la formación de los productos
¿Qué sucede con la concentración en los reactivos y el
producto?. Ocurre un aumento de la concentración
de HI, proporcional a una disminución de la
concentración de I2

39. EFECTO DE LA TEMPERATURA
REACCIÓN
ENDOTÉRMICA
Si absorbe energía el
equilibrio químico se
desplazará hacia los
productos aumentando
su velocidad de
formación.
REACCIÓN
EXOTÉRMICA
Si libera energía el
equilibrio químico se
desplazará hacia los
reactivos o reactantes,
aumentando su velocidad
de formación.

40. EFECTO DE LA TEMPERATURA
Ke en una reacción se
da para una
determinada
temperatura, por tanto,
un cambio de la
misma tiene un efecto
directo sobre Ke de la
reacción.

41. EJEMPLO DE EFECTO DE TEMPERATURA
Al reaccionar hidrógeno atmosférico con oxígeno
atmosférico se produce agua con 68,3 Kcal.
H2 + O2 H2O + 68,3 Kcal
¿En que sentido la reacción es exotérmica?
En la dirección reactivo -producto
¿En que sentido la reacción es endotérmica?
En la dirección producto reactivo

42. EJEMPLO DE EFECTO DE TEMPERATURA
Si Kcal es positiva indica que hay absorción de energía,
es una reacción endotérmica. Si Kcal es
negativa indica que hay desprendimiento de calor, es
decir se trata de una reacción exotérmica.

43. EJEMPLO DE EFECTO DE TEMPERATURA
H2 + O2 H2O + 68,3 Kcal
¿Qué sucede si se aumenta la temperatura en una
reacción exotérmica?.Se aumentará la velocidad
en el sentido de formación de los reactivos y el
calor adicional es absorbido.
¿Qué sucede si se aumenta la temperatura en una
reacción endotérmica? Se aumentará la velocidad
en el sentido de formación de los productos.

46. EFECTO DE LA PRESIÓN
La presión es
directamente
proporcional al número
de moles, siempre y
cuando el volumen y la
temperatura se
mantengan constantes.

47. EFECTO DE LA PRESIÓN
Los cambios de presión solo
afectan a los sistemas en
equilibrio en los que existe
desigualdad de número de
moles, en estado gaseoso, de
reactantes y productos. Tiene
efectos importantes en
sustancias en estado gaseoso (al
variar la presión , varia la
temperatura).

48. EJEMPLO DE EFECTO DE LA PRESIÓN
PBr 3(g) + Br2(g) PBr5(g)
Reactivo= 2 moles Producto= 1 mol
Si ocurre un aumenta en la presión del sistema
¿hacia donde se desplaza el equilibrio? Se
desplaza el equilibrio en dirección de la
formación del producto, por haber una
disminución de volumen.

50. EQUILIBRIO EN
SOLUCIONES IÓNICAS
También llamadas soluciones de
electrolitos por la propiedad que tienen
de conducir electricidad. Se clasifican
en: soluciones ácidas y soluciones
básicas.

51. ELECTROLITOS
Es una sustancia que se ioniza, es decir se
disocia, dando lugar a iones, permitiendo
una solución conductora de corriente
eléctrica, como es el caso de soluciones
acuosas ácidos, bases y sales.

52. ÁCIDOS FUERTES
Son ácidos que forman soluciones acuosas
diluidas, donde el 100% se ionizan.
H2SO4(ac) 2H+
(ac) + (SO4)-2
(ac)

53. BASES FUERTES
Se forman generalmente de los metales del
grupo IA y algunos IIA
NaOH (ac) Na+
(ac) + (OH)-
(ac)

54. SALES SOLUBLES
La mayor parte son iónicas, tanto en
estado sólido como en solución
NaCl(ac) Na+
(ac) + Cl-
(ac)

55. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD
1.SOLUCIONES DE ELECTROLITOS FUERTES: Hay
disolución total de la molécula y ocurre
principalmente hacia la derecha, es un sistema que
no está en equilibrio.
HCl(ac) H+
(ac) + Cl-
(ac)
2. SOLUCIÓN DE ELECTROLITOS DÉBILES: Parte de la
molécula se disocia y parte se conserva en su
estado molecular, alcanzando un estado de
equilibrio.
CH3COOH(ac) (CH3COO)-
(ac) + H+
(ac)

56. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS
Dicha sustancia se disuelve en H2O,
produciéndose disociación del ácido,
liberándose H+ (hidrogeniones)
La constante de disociación de un ácido (Ka) se
calcula a partir de las concentraciones ([ ]) de
los iones y del ácido

57. DISOCIACIÓN DE ÁCIDOS

58. DISOCIACIÓN DE BASES (HIDRÓXIDOS)
Dicha sustancia se disuelve en H2O, produciéndose
disociación de la base, liberándose iones de
(OH)-
hidróxilos.
La constante de disociación de un ácido (Ka) se
calcula a partir de las concentraciones ([ ]) de
los iones y de la base.

59. DISOCIACIÓN DE BASES

60. DISOCIACIÓN DE SALES
La mayoría de sales se disuelven en H2O y se
producen disociación de la molécula.
Kd = (Ag+
)* (Cl-
)
El valor de la constante solo depende de las
concentraciones de los iones disueltos

61. GRADO DE DISOCIACIÓN
Es la relación entre el número de moles
disociadas y el número de moles iniciales o
totales, según la expresión.
= grado de disociacion
N° de moles que se disocian x 100%
N° de moles totales

62. EJERCICIO DE APLICACIÓN
¿Cuál es la concentración de hidrogeniones H+, de
una solución 0,072M de ácido cianhídrico HCN,
sabiendo que su Ka es 4,9 x 10 -10
?
1° paso: establecer la ecuación de disociación
para el sistema:
HCN(ac) H+
(ac) + CN-
(ac)

63. EJERCICIO DE APLICACIÓN
2° paso: establecer la constante de equilibrio para
el sistema:
HCN(ac) H+
(ac) + CN-
(ac)
Ka = (CN-
) x (H+
)
HCN
3° Se establecen concentraciones según los datos:
Concentración inicial: HCN = 0,072 M
Concentración en equilibrio: H+
= X, CN-
= X,
HCN= 0,072 - X

64. EJERCICIO DE APLICACIÓN
4° paso: Reemplazar los valores en la fórmula:
4,9 * 10-10
= X * X
0,072 –X
4,9 * 10-10
= X2
0,072 –X
Nota: Por el valor de Ka se deduce que el valor de x
es mínimo, por lo tanto es despreciable y se hace
la operación directamente:
(4,9 * 10 -10)(0,072) = X2

65. EJERCICIO DE APLICACIÓN
(4,9 * 10 -10
)(0,072) = X2
3,5* 10-10
= X2
3,5 * 10-10
= X
5,9 * 10-6
= X
La concentración de Hidrogeniones es H+
= 5,9 * 10-6

66. EJERCICIO DE APLICACIÓN
¿Cuál es el valor de Ka de una solución 0,5 M de
ácido acético (CH3COOH), que a temperatura
ambiente está disociada en un 0,6%?
1.Paso calcular moles disociadas para saber
cual es la concentración de iones es solución :
N° de moles que se disocian x 100%
N° de moles totales

67. EJERCICIO DE APLICACIÓN
Reemplazar
0,6% = N° de moles que se disociación x 100%
0,5 moles iniciales
N° Moles de disociación = 0,6% x 0,5 moles iniciales
100%
N° Moles de disociación = 0,003 = 3 x 10-3
La concentración de iones en disolución es 3 x 10-3
M

68. EJERCICIO DE APLICACIÓN
2. Establecemos la ecuación de disociación para el
sistema:
CH3COOH(ac) H+
(ac) + (CH3COO)-
(ac)
Ka= (H+
) (CH3COO-
)
(CH3COOH)
3. Establecer concentraciones según los datos
Concentración inicial: CH3COOH = 0,5 mol/L
Concentración en equilibrio:
H+
= 3 x 10-3
mol/L (CH3COO)-
= 3 x 10-3
mol/L

69. EJERCICIO DE APLICACIÓN
CH3COOH =0,5 mol/L - 3 x 10-3
mol/L = 0,4970
mol/L
4° reemplazar en la fórmula de ecuación de
disociación:
Ka= (3 x 10-3
)2
= 1,81 x 10-5
0,4970

70. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
El agua pura es un electrolito débil por su poca
capacidad para conducir electricidad, por lo
que tiene muy bajas concentraciones de iones.
Su disociación se representa, junto con Ke:

71. EQUILIBRIO IÓNICO DEL AGUA
Las concentraciones de (H3O+) y (OH) son
inversamente proporcionales para que el
valor de Kw se mantenga constante.

72. SOLUCIONES NEUTRAS, ÁCIDAS Y BÁSICAS
(H3O)+
--(OH)-
(H3O)+
--(OH)-
(H3O)+
--(OH)-

73. EJERCICIO DE APLICACIÓN
Calcular la concentración de iones (H)+ de
una solución de NH4OH, a 0,010M, cuando
se encuentra disociada a 4.3%.
1° Interpretar la información: por cada 100
moles de soluto, 4,3 moles se encuentran
disociadas. Sabiendo que la solución es
básica, se debe calcular la concentración
de (OH)- para determinar la (H)+

74. EJERCICIO DE APLICACIÓN
2° Hallar por regla de tres la cantidad de moles
disociados en 0,010 moles del soluto.
100 moles de soluto 4,3 moles disociadas.
0,010 moles de soluto X
X= 0,010 moles de soluto x 4,3 moles disociadas
100 moles de soluto
X= 4.3 x 10-4
moles disociados

75. EJERCICIO DE APLICACIÓN
3° Se calcula la concentración de iones (H)+
, a partir
de la fórmula de Kw:
1,0 x 10-14
= (H)+ * 4,3 x10-4
(H)+
= 2,3 x 10-11
M

76. POTENCIAL DE PH Y POH
PH
Es la forma de expresar
la concentración de
hidrogeniones (H)+,es
decir el grado de
acidez. Se aplica la
siguiente expresión:
POH
Es la forma de expresar
la concentración de
(OH)-
,es decir el grado
de basicidad. Se
aplica la siguiente
expresión:

78. EJERCICIO DE APLICACIÓN
Se tiene una solución cuya concentración de (OH)-
es de 1,0 * 10-9
¿Cuál es el POH de dicha solución?
POH= -log(1,0 * 10-9
)
POH= -log(1,0 +(-9)* Log 10)
POH=- (0-9* 1)
POH= -(-9) = 9
Rta: el grado de basicidad de la solución es 9

79. EJERCICIO DE APLICACIÓN
Calcula el PH de una disolución 0,01M de hidróxido
de sodio.Como el NaOH es base fuerte tenemos:
NaOH (ac) Na+(ac) + (OH)-(ac)
0,01 0,01 0,01
0,01= 1 x10-2
POH=-log 1 *10-2
POH= - Log 1 + (-2) * log 10
POH= -(0-2*1) = 2 PH+2 =14 PH=12

80. INDICADOR CON REPOLLO