Recursos multimedia Equilibrio Químico: Principio de Le Chatelier

Las siguientes animaciones en flash (swf) te ayudarán a entender el Principio de Le Chatelier.

El primero tiene voz, en inglés:

Equilibrio Químico: Videos de Quimitube

Los siguientes vídeos del canal Quimitube permiten estudiar los contenidos y ejercicios más importantes de EQUILIBRIO QUÍMICO.

Podrás acceder directamente a los videos haciendo clic en el icono: 

Incluyen los siguientes ejercicios:

• Ejercicio 4 de la opción B de Madrid (junio 2014): ácido base, química orgánica y equilibrio químico. Reacción entre el ácido propanoico y el etanol.
• Ejercicio de química de selectividad de Madrid de junio de 2014 en el que se resuelve teóricamente el equilibrio heterogéneo entre el SbCl3 y el agua.
• Cacularemos las concentraciones de equilibrio de HI, I2 y H2. Para ello se dispone de una mezcla inicial y del valor de Kc.
• Determinaremos la Kc de la descomposición de NOCl ajustada de dos modos distintos. El valor de Kc varía con los coeficientes estequiométricos.
• Dado el valor de Kc, calcularemos el número de moles de las especies en el equilibrio, así como las presiones parciales y la total y Kp.
• Determinaremos la Kc del equilibrio de síntesis de amoníaco a partir de N2 y H2 a 350ºC, sabiendo las cantidades iniciales de N2 y H2 y la de NH3 en el equilibrio.
• Determinaremos el grado de disociación del equilibrio químico del PCl5 cuando la presión total de equilibrio es de 10 atmósferas, dada Kc.
• Calcularemos el valor de Kp para el equilibrio de disociación del COCl2 para dar CO y Cl2. Disponemos del grado de disociación y de la presión total.
• Ejercicio resuelto de Selectividad, de Madrid de junio 2011, de equilibrio químico, calcularemos el valor de Kc y de Kp para la reacción de descomposición de COCl2.

Documentación: presentación de diapositivas de la unidad Cinética y Equilibrio Químico

Puedes ver la presentación de diapositivas de la unidad Cinética y Equilibrio Químico.

Documentación (apuntes) de Cinética y Equilibrio Químico

Puedes descargar los apuntes de la Unidad 2, Cinética y Equilibrio Químico (que corresponden a los bloque VI y VII de curriculo oficial de Química). Hay tres tipos de apuntes (uno por cada tema y un tema que incluye a ambos bloques). Además, tiene el tema de Equilibrio Químico del libro de McGraw Hill.

CINÉTICA QUÍMICA 

EQUILIBRIO QUÍMICO 

CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO 

TEMA DEL LIBRO MACGRAW HILL

Termoquímica. Actividades Hoja Nº 5 (con problemas resueltos)

Entropía y energía libre

1.- Determina la variación de entalpía y de entropía para la combustión del etanol. Datos: ΔH_f⁰(kJ/mol): etanol(l) =  277,7; CO₂(g) =  393,5; H₂O(l) =  285,8; S⁰(J·mol ¹·K ¹): etanol = 160,7 ; CO₂ (g) = 213,6; O₂(g) = 205; H₂O(l) = 69,9.
2.- Indica si la reacción de combustión del acetileno es espontánea a 25 ºC. Datos: ΔG_f⁰[C₂H₂(g)] = 209,9 kJ/mol: ΔG_f⁰[O₂(g)] = 0 kJ/mol; ΔG_f⁰[CO₂(g)] =  394,4 kJ/mol; ΔG_f⁰[H₂O(l)] = –237,2 kJ/mol.
3.- Determina la variación de entropía en la reacción: H₂ (g) + ½ O₂ (g) → H₂O (l). Datos: S⁰[H₂(g)] = 130,7 J/molK; S⁰[O₂(g)] = 204,8 J/molK; S⁰[H₂O(l)] = 69,8 J/molK.
4.- Calcular la temperatura de equilibrio (ΔG⁰ = 0) para la reacción: 2 SO₃ →2 SO₂ (g) + O₂ (g):  Datos: ΔH⁰_f (kJ/mol): SO₃: –395,8; SO₂: –296,4; S⁰ (J/mol·K): SO₃ (g): 256,2; SO₂ (g): 248,5; O₂ (g): 204,8.

Espontaneidad de las reacciones químicas.

5.- Una reacción exotérmica con aumento del desorden (entropía) será: a) siempre espontánea; b) no espontánea; c) espontánea en algunos casos dependiendo de la temperatura. Justifica la respuesta.
6.- Razona en qué condiciones son espontáneos los siguientes procesos: a) ΔH>0 y ΔS>0; b) ΔH>0 y ΔS<0; c) ΔH<0 y ΔS>0; d) ΔH<0 y ΔS<0.
7.- ¿Todas las reacciones exotérmicas son espontáneas? ¿Puede ser negativa la variación de entropía en una reacción espontánea? ¿Un sistema termodinámico puede tener entropía nula? Razona las respuestas.
8.- De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atm de  presión, decide: a) Las que son espontáneas a todas las temperaturas. b) Las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas. c) Las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas. (PAU)

		ΔH (kJ)	ΔS (kJ/K)
(1)	½ H2 (g) + ½ I2(s) → HI (g)	25,94	34,63 · 10-2
(2)	2 NO2(g) → N2O4	–58,16	–73,77 · 10-2
(3)	S(s) + H2(g) → H2S	–16,73	18,19 · 10-2

9.- Dadas tres reacciones espontáneas cualquiera. Razone: a) Cual es el signo de ΔG para cada una. b) Qué datos seria preciso conocer para saber si al producirse las reacciones, aumenta el grado de desorden y cual de ellas transcurriría a mayor velocidad.

	ΔH0f (kJ·mol–1)	S0(J·mol–1·K–1)
CO2(g)	–393,5	213,6
CO(g)	–110,5	197,9
O2(g)		205,0

10.- Determine la energía libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de1 mol de monóxido de carbono, e indique si es o no un proceso espontáneo. (PAU)

	ΔH0f (kJ·mol–1)	ΔG0f (kJ·mol–1)
NO(g)	90,25	86,57
NO2(g)	33,18	51,30

11.- Consultando una tabla de datos termodinámicos a 298 K, encontramos los siguientes valores: Justifique si para dicha temperatura las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas: a) La formación de NO a partir de nitrógeno y oxígeno en condiciones estándar, es un proceso endotérmico. b) El NO es una sustancia más estable que el NO₂. c) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO₂ es exotérmica. d) La oxidación con oxígeno, en condiciones estándar, de NO a NO₂ es espontánea.(PAU)
12.- a) Las energías de los enlaces C-C, C=C y C≡C son, respectivamente 347,0; 611,0 y 833,0 kJ/ mol. Justifique el por qué de estas diferencias. b) Si la energía libre de Gibbs de formación del carbono (grafito) es nula y la del carbono (diamante) vale 2,87 kJ·mol^-1 a 1 atm y 25ºC, razone si puede convertirse el grafito en diamante en esas condiciones. (PAU).


Puedes descargar la ficha de las actividades, aquí  

Y los ejercicios resueltos, aquí

Vídeos: Entropía y cómo calcular la variación de entropía de una reacción

Se adjuntan los siguientes vídeos de Quimitube para que comprendas el conceptor de entropía y la forma de calcular la variación de entropía en una reacción química.

VIDEO 1.- Concepto de espontaneidad de las reacciones químicas. Concepto de entropía

VÍDEO 2.- Segundo principio de la Termodinámica. Entropía del Universo



VÍDEO 3.- Tercer principio de la Termodinámica. Entropía molar estándar



VÍDEO 4.- Calcular la entropía de una reacción a partir de las entropías molar estándar



VÍDEO 5.- Deducción cualitativa del signo de la variación de entropía de una reacción