EQUILIBRIO QUÍMICO

DESARROLLO DE LAS COMPETENCIAS DIGITALES PARA LA FORMACIÓN DE LOS ESTUDIANTES DE OCTAVO SEMESTRE DE LA CARRERA DE BIOLOGÍA QUÍMICA Y LABORATORIO

OBJETIVOS

a) General

• Implementar las competencias digitales para el desarrollo del aprendizaje con los estudiantes de octavo semestre de la carrera de Biología, Química y Laboratorio. 

b) Específicos

• Motivar la creación y uso educativo de las diferentes herramientas tecnológicas entre los estudiantes y docente.

• Crear un blog como un recurso de enseñanza y aprendizaje, que puede ser aprovechado por docentes y estudiantes de la asignatura de Físico Químico.

Competencias digitales ha alcanzar:

Docente:

• Tener una actitud positiva hacia las TIC, instrumento de nuestra cultura que conviene saber utilizar y aplicar en el proceso educativo.

• Emplear el uso de las TIC en la asignatura de Físico Químico: medio didáctico y dinámico

• Utilizar con destreza las TIC en sus actividades: editor de textos, correo electrónico y navegación por Internet.

Estudiantes:

• Establecer metas: perseverancia, hábitos de estudio, autoestima, conocimiento e información.

• Regular los aprendizajes, favorece y evalúa los progresos: facilitar su interacción con los materiales y el trabajo colaborativo.

• Fomentar el logro de aprendizajes significativos sobre este ciencia y que sean transferibles.

• Estimular la búsqueda de la novedad: curiosidad intelectual, originalidad y pensamiento convergente.

• Enseñar qué hacer, cómo, para qué y por qué hacer sobre el Equilibro Químico.

TEMA A TRATAR:

Equilibrio Químico

El equilibrio químico es un proceso dinámico porque ocurre constantemente. Los reactivos que están en determinadas concentraciones disminuyen a medida que se efectúa la reacción, cuando ya no cambian las concentraciones, a temperatura constante se da el equilibrio químico.

El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de las reacciones directa e inversas e igualan las concentraciones de reactivos y productos permanentes constantes

Velocidad de reacción: Se refiere a la rapidez con que se consumen los reactivos o se forman productos.Pueden ser rápidas como una explosión o lentas como la formación del petróleo a partir de materia orgánica en descomposición. 

El Principio de Le Chatelier

Se refiere a que un estado de equilibrio químico es mantenido en tanto no se alteren las condiciones del sistema. Cuando se modifica algún parámetro, como por ejemplo, la presión, la temperatura o la concentración de algunas de las especies en equilibrio, este se traslada en cierta dirección (hacia los reactivos o hacia los productos) hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI(g)

Tipos de equilibrio químico:

• Molecular:Se caracteriza que tanto los reactantes como los productos de la reacción se encuentra en el mismo estado o fase líquido o gaseoso

• En solución: Se caracteriza que tanto los reactantes como los productos de la reacción pueden encontrarse en dos o más estados, es decir, fases diferentes.

Factores que influyen en las velocidades de reacción:

Según Calero, P. (2008). La velocidad de una reacción química depende de diversos factores que son, de forma esquemática, los siguientes:

1. Concentración de los reactivos

La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración de uno o de todos los reactivos implicados. Es decir, de forma general podemos decir que a mayor concentración de reactivo mayor será la velocidad de reacción. La ecuación de velocidad para una reacción del tipo A + B → C la podemos escribir como:

v = k·[A]ⁿ·[B]^m

Donde n y m son los órdenes parciales de reacción respecto de A y de B, y k es la constante de velocidad.

2. Temperatura

La relación de la velocidad de reacción con la temperatura viene determinada por la denominada ecuación de Arrhenius, que explicamos con detenimiento en el próximo apartado, el apartado 8 de teoría de cinética química. En general, podemos decir que un aumento de la temperatura aumentará la constante de velocidad por aumentar la energía cinética de las moléculas. La ecuación de Arrhenius es:

k = A·e^-Ea/RT

Donde k es la constante de velocidad, A es el denominado factor de frecuencia, E_a es la energía de activación, R la constante de los gases y T la temperatura.

3. Presencia de catalizadores

Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de una reacción química. Trataremos en profundidad su definición y su mecanismo de actuación en el apartado 9 de teoría de cinética química.

4. Grado de división, naturaleza y estado de agregación de los reactivos

Las condiciones más favorables para que se produzcan choques eficaces entre las sustancias reaccionantes, son aquellas en las que las moléculas se encuentran en estado gaseoso o bien disueltas formando iones. 

Si consideramos un sistema en el que reaccionan gases, la velocidad aumentará si aumenta la presión. Esto se debe a que un aumento de la presión conlleva un mayor número de moléculas por unidad de volumen (mayor concentración) y por tanto aumentará el número de choques entre ellas. 

En cambio, las reacciones entre sólidos se darán más lentamente, pues la zona de contacto entre los reactivos solo será la superficie externa de los mismos. Así, de forma general, cuanto mayor es la superficie de contacto entre los reactivos mayor será la velocidad de reacción. Por tanto, cuanto más finamente esté dividido un sólido más rápido reaccionará. 

Por ejemplo, un gran tronco de madera tardará más en quemar que las virutas de madera, o las limaduras de hierro se oxidan más rápidamente que una pieza de hierro macizo.

Reacciones reversibles

Las reacciones reversibles son aquellas en las que los reactivos no se transforman totalmente en productos, ya que éstos vuelven a formar los reactivos, dando lugar así a un proceso de doble sentido que desemboca en equilibrio químico. Llega un punto en la reacción química cuando la rapidez de formación de productos es igual a la rapidez de formación de reactantes, en este momento se dice que el sistema está en equilibrio químico.

Constante de equilibrio

Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio.

La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es: 

En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada.

Ejemplos de Equilibrio Químico en la Vida Cotidiana

En nuestra vida cotidiana en equilibrio químico está presente en  varias áreas como por ejemplo: la industria cervecera, la ley de Le Chatelier, es muy usada para determinar el tiempo y la velocidad de la fermentación, en los procesos vascos que conocemos de su normal uso.

En la medicina, para las operaciones al corazón, se altera el equilibrio químico, disminuyendo así la temperatura a 4ºc para que los procesos metabólicos sean más lentos y así minimizar los daños producidos a los tejidos,  por otro lado al bañarse, hay un equilibrio químico entre la disolución que se produce entre la mugre y el enjuague del mismo, además en una botella de agua o de algún refresco, cuando está frío se ve que le salen unas gotas de agua, esto se produce porque lo frío de la botella entra en contacto de la temperatura ambiental que es lógicamente más caliente y se condensa con el agua y el ambiente, en una piscina, es el agua la que adquiere la temperatura ambiente por ese equilibrio.

Parte Experimental:

Tema: 

Identificación del Equilibrio Químico

1.      PROBLEMA

¿Se puede identificar el equilibrio químico mediante reacciones químicas?

2.      MATERIALES/REACTIVOS

Materiales	Reactivos
Cajas Petri	Dicromato de potasio
Varilla de agitación	Cromato de potasio
Goteros	Ácido sulfúrico
Probeta de 25ml	Hidróxido de sodio
Vaso de precipitación

3.      PROCESO/MÉTODO

• Se disponen en cuatro cajas Petri (en cuadrado), dos (A y B) con un fondo de dicromato de potasio (naranja) y otras dos (C y D) con uno de cromato de potasio (amarillo).
• Una de cada pareja (A y C) actuarán como testigo.
• Al echar sobre la amarilla (D) un poco de ácido concentrado (sulfúrico 6 N) se volverá rápidamente naranja, al dominar el dicromato, mientras que al echar sobre la naranja (B) unas gotas de NaOH 6N, se volverá amarillo.
• De esta forma, y según describe el principio de Le Chatelier, se intercambiarán de color y de producto dos de las cápsulas (B y D), frente a los testigos (A y C).
• Realizar una tabla de resultados

Cr2O72– + H2O = 2 CrO42– + 2 H+

naranja    amarillo

5. VÍDEO DEMOSTRATIVO

6. BIBLIOGRAFÍA:

-Carrillo, L., & Chávez, C. (2013). Fisicoquímica 2. Segundo de Bachillerato. Riobamba-Ecuador.
-Calero, P. (2008). Cinética Química Teoría 7: Factores que influyen en la velocidad de una reacción química Escrito por Quimitube
-Bello Pauli, L. A. (2000). La enseñanza de la química general y su vínculo con la vida. Educación quimica, 11(4), 374-380.
-G.W. Castellan, Fisicoquímica , 3ª Ed., Addison-Wesley Iberoamericana, 2017.

7. ANEXOS