Lo más importante es no dejar de interrogarse.

En el siguiente enlace encontrareis un resumen del tema y actividades
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Actividades equilibrio químico

PROBLEMAS EQUILIBRIO PAU

Os dejo la demostración de la relación matemática ente Kp y el grado de disociación
Equilibrio del tipo A (g) ⇆ 2B(g)
Equilibrio del tipo A (g) ⇆ B(g) + C(g)

EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS

1 El óxido de mercurio(II) se descompone al calentarse en vapor de mercurio y oxígeno según la ecuación química: 2 HgO (s) ⇆ 2 Hg (g) + 0₂(g). Cuando esta operación se realiza en un recipiente cerrado el que previamente se ha hecho el vacío, a 400 °C la presión total en el equilibrio es de 0,2 atm. Calcula K_c y K_p a dicha temperatura.

Dato: R = 0,082 atm • L • K ^-1- mol¹

Solución: K_c = 7,05 • 10 ^-9K_p = 1,185 • 10 ^-3

2. En un recipiente de 2 L de capacidad que contiene inicialmente 5 gramos de dióxido de estaño se introduce 0,1 g de hidrógeno gas. Se calienta el recipiente hasta 400 °C y se produce la reacción:

Sn0₂(s) + 2 H₂(g) ⇆ Sn (s) + 2 H₂0 (g)

Cuando se alcanza el equilibrio, la presión parcial del hidrógeno es de 0,975 atm. a) Calcula la constante de equilibrio a la temperatura de trabajo, b) Calcula la masa de óxido de estaño(IV) que queda sin reaccionar.

Datos: R = 0,082 atm • L • K ^-1- mol ^-1; A(H) = 1; A_r{0) = 16; A_r(Sn) = 118,69

Solución: a) K= 0,172 ; b) m_Sno₂ sin reaccionar = 3,895 g

3. A 900 K el equilibrio C0₂ (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g tiene una constante K_c = 0,023 M. En un recipiente de 5 litros de capacidad se introduce carbono, dióxido de carbono y monóxido de carbono, estos últimos en una concentración de 0,2 M y 0,3 M, respectivamente. Determina:

a) El sentido de la reacción para alcanzar el equilibrio y la concentración molar de las especies gaseosas en ese momento.

b) La masa de carbono que reacciona (o se forma).Dato: A(C) = 12

Solución: a) [C0₂] = 0,308 M; [CO] = 0,084 M; b) m_c = 6,48 g

4.- . A 613 K, el valor de K_c para la reacción:

Fe₂O₃ (s) + 3 H₂ (g)Û 2 Fe (s) + 3H₂O (g) es 0,064.

Si en el equilibrio anterior, la presión parcial del hidrógeno es de una atmósfera, calcule:

a) El valor de K_p

b) La concentración de hidrógeno.

b) La presión total.

Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1
Solución : a) K_{p =} 0,064 b)[H₂] 0,0199 M c)P = 1,4 atm

5- En un recipiente cerrado de 1 L se introduce 1 g de NH₄HS (s) y se calienta a 300 °C, de manera que se produce la disociación reversible de la sal según el equilibrio: NH₄HS (s) ⇆NH₃ (g) + SH₂ (g), cuya constante K_p = 0,11 atm². Calcula: a) la presión parcial de cada gas cuando se alcanza el equilibrio; b) la masa de NH₄HS (s) que queda sin descomponer en ese momento.

Datos: R = 0,082 atm • L • K ^-1- mol ^-1; A_r(H) = 1; A(N) = 14; A_r{S) = 32

Solución: a) P_NH3 = ; P_Sh₂ = 0,33 atm b) / m _NH4hs = 0,64 g

6. El cloruro amónico se descompone reversiblemente, a 400 °C según el siguiente equilibrio:

NH₄CI (s) ⇆ NH₃ {g) + HCI (g) ; K_p = 0,018

En un recipiente que contiene NH₃ (g) a dicha temperatura y una presión de 0,5 atm, se introduce suficiente NH₄CI (s) para que se alcance el equilibrio. Calcula: a) la presión total en el interior del recipiente una vez alcanzado el equilibrio; b) la fracción molar de cada uno de los gases presentes en ese momento; c) ¿cuál hubiera sido el resultado de las dos preguntas anteriores si se hubiera introducido doble cantidad de cloruro de amonio?

Solución: a) P_T = 0,567 atm; b) X_NHs = 0,941; X_HCi = 0,059

7. En un recipiente de 1 L se introduce S (s), 1 g de H₂ y 3,2 g de H₂S. Se calienta el sistema a 380 K, con lo que se establece el equilibrio:

H₂S (g) ⇆ H₂ (g) + S (s); K_c = 7,0 • 10 ^-2

Calcula la presión parcial de ambos gases en el equilibrio

Datos: R = 0,082 atm • L • K ^-1- mol^-1; A(H) = 1;

A(S) = 32

Solución: P_H„s = 4,19 atm: P_H2= 0,298 atm

En el problema 7 he cometido un error, he considerado en realidad 0,1 gramos de H2

EPEV : Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia.

La Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia ( TREPEV, teoría RPECV o teoría VSEPR) es un modelo utilizado en química para predecir la geometría molecular de las moléculas basado en el grado de repulsión electrostática de los pares de electrones. También es conocida con el nombre de Teoría Gillespie - Nyholm por sus dos principales desarrolladores.
La premisa de ésta teoría es que los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo se repelen mutuamente, por lo tanto, adoptan una disposición espacial que minimiza ésta repulsión determinándose así la geometría molecular.
Esta idea de establecer una correlación entre la geometría de una molécula y el número de electrones de valencia se presentó por primera vez en 1940 por Nevil Sidgwick y Herbert Powell de la Universidad de Oxford. Años más tarde, en 1957 , Ronald Gillespie y Ronald Sydney Nyholm del University College London refinaron el concepto construyendo una teoría detallada que permitía elegir, entre varias alternativas geométricas, la más adecuada para una molécula determinada.

DESCRIPCION

La TREPEV está basada en la idea de que la geometría de una molécula o ión poliatómico, del tipo: ABn (donde A es elátomo central y B los átomos periféricos o ligandos ) está condicionada principalmente por la repulsión "de tipo culombiana", entre los pares de electrones de la capa de valencia alrededor del átomo central.
La geometría es aquella que proporciona a los pares de electrones de la capa de valencia la energía mínima.
En realidad , da la casualidad que cuando una distribución de electrones es la adecuada, coincide con una repulsión "interelectrónica" mínima.
Los pares de electrones pueden ser de dos tipos dependiendo de sí forman parte, o no, de un enlace, clasificándose en pares de enlace y pares sueltos ( también denominados pares libres opares no enlazantes).
Existen tres tipos de interacciones repulsivas entre los pares de electrones de una molécula, cada una con un determinado valor de intensidad. Ordenadas de mayor a menor repulsión las interacciones posibles son:
1. La repulsión par no enlazante - par no enlazante (PNE-PNE).
2. La repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE - PE).
3. La repulsión par enlazante - par enlazante (PE - PE).
Teniendo en cuenta los aspectos ante señalados :
- tipos de pares de electrones (pares de enlace / pares libre)
- tipos de interacciones repulsivas ( PNE-PNE / PNE - PE / PE - PE )
entonces; cualquier molécula se puede expresar en términos generales como: ABnEm
donde ; A es el átomo central , B los átomos periféricos o ligandos , E par de electrones libres sobre el átomo central, n y mson números enteros que indican el número de átomos que rodea al átomo central y el número de pares libres sobre el átomo central , respectivamente.

Una molécula con un átomo central que cumpla la regla del octeto tendrá cuatro pares de electrones en su capa de valencia. Si los cuatro pares son enlazantes los átomos enlazados se dispondrán en los vértices de un tetraédro regular. El ángulo de enlace tetraédrico es de 109,5º.

Como se ha comentado la repulsión par no enlazante - par no enlazante (PNE-PNE) se considera más fuerte que la repulsión par no enlazante - par enlazante (PNE-PE), la cual es a su vez más fuerte que la repulsión par enlazante - par enlazante (PE-PE). Entonces, el ángulo que formen dos pares enlazantes será más pequeño que el formado por los pares (PNE-PE) y éste a su vez más pequeño que el formado por los pares (PNE-PNE).

En este sentido concuerda bastante bien con los datos experimentales. La explicación para justificar una mayor intensidad en la interacción PNE-PNE, y por tanto un ángulo de apertura mayor que en las demás interacciones, se basa en la mayor dispersión de la nube electrónica de los electrones alojados en los orbitales que no enlazan.

REGLAS ADICIONALES PARA LA PREDICCIÓN DE LA GEOMETRÍA MOLECULAR

Las repulsiones ejercidas por los pares de enlace disminuyen al aumentar la electronegatividad de los átomos periféricos. Por ejempo, si se comparan el NH₃ con el NF₃, moléculas con el átomo central pertenecientes al mismo grupo, y misma geometría, (piramidal), los ángulos de enlace son, respectivamente : 106.6 º y 102.2 º. Téngase en cuenta que el F presenta una electronegatividad de 3,98, en la escala de Pauling, y el H de sólo 2,20.

La formación de enlaces múltiples, (dobles) no afecta a la estereometría de la molécula, la cual está determinada fundamentalmente por los enlaces $\sigma$ y los pares de electrones libres.

La repulsión entre pares de electrones no enlazantes de átomos con capas llenas es mayor que la repulsión entre pares de electrones pertenecientes a átomos con capas de valencia incompleta. Como se puede observar en la progresiva disminución de los ángulos de la secuencia de moléculas H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂O .

Cuando el átomo central presenta la capa de valencia incompleta, y uno o más orbitales libres vacíos, existe una tendencia a que los pares de electrones libres de los átomos periféricos se transfieran al primero, como ocurre en el BF₃. Los pares de electrones libres que rodean a los átomos de fluor pueden cederse al orbital p_z vacío del B.

Cuando hay 5 ó 7 pares de electrones las posiciones no son completamente equivalentes. Por ejemplo, en una molécula con geometría de bipirámide trigonal (5 pares), como es el caso del PF₅ se pueden distinguir posiciones axiales y posiciones ecuatoriales.

TREPEC FRENTE A OTRAS TEORIAS

La TREPEV se compara y se contrasta con:
- La teoría del enlace de la capa de valencia, la cual determina la forma de la geometría molecular a través de los orbitales que son energéticamente accesibles para enlazar.
-La Teoría Orbital Molecular se concentra más en la formación de enlaces Sigma y Pi. Es un modelo más sofisticado para entender cómo los átomos y electrones se ensamblan en moléculas e iones poliatómicos.
-El Método Axe es comúnmente usado para encontrar la geometría de las moléculas siguiendo la teoría TREPEV.

EJEMPLOS

El metano (CH4) es tetrédrico porque hay cuatro pares de electrones. Los cuatro átomos de hidrógeno están posicionados en los vértices de un tetrédro, y el ángulo de unión es de 109,5º . Esto es una molécula del AB4 donde A es el átomo central (Carbono) y B representa a los átomos periféricos (Hidrógenos).

El amoníaco (NH3) tiene tres pares de electrones involucrados en la unión, pero hay un par suelto de electrones en el átomo de Nitrógeno. No está unido a ningún otro átomo, aún así influencia a la geometría a través de las repulsiones. Sólo hay tres átomos perféricos, esto es una molécula del tipo AB3E porque el par de electrones libres es representado como E. La geometría molecular de la molécula es un pirámide trigonal .
Otros ejemplos:
AB2E0 : linel = BeCl2 , HgCl2 , CO2
AB2E1 : angular = SO2 , O3 , NO₂⁻
AB2E2 : angular = H2O , OF2
AB2E3 : lineal = XeF2 , I₃⁻
AB3E0 : triangular plana = BF3 , SO3 , CO₃²⁻, NO₃⁻
AB3E1 : pirámide trigonal = NH3 , PCl3
AB3E2 : forma de T = ClF3 , BrF3A
AB4E0 : tetraédrica = CH4 , CHCL3 , PO₄³⁻, SO₄²⁻, ClO₄⁻
AB4E1 : balancín = SF₄
AB4E2 : cuadrada plana = XeF₄
AB5E0 : bipirámide trigonal = PCl₅
AB5E1 : pirámide cuadrada = ClF₅, BrF₅
AB6E0 : octaédrica = SF₆
AB6E1 : pirámide pentagonal = XeOF—5
AB7E0 : bipirámide pentagonal = IF₇

Tipo de molécula	Forma	Ejemplos
AB₁E_n	Molécula diatómica	HF, O₂
AB₂E₀	Lineal	BeCl₂, HgCl₂, CO₂
AB₂E₁	Angular	NO₂⁻, SO₂, O₃
AB₂E₂	Angular	H₂O, OF₂
AB₂E₃	Lineal	XeF₂, I₃⁻
AB₃E₀	Triangular plana	BF₃, CO₃²⁻, NO₃⁻, SO₃
AB₃E₁	Pirámide trigonal	NH₃, PCl₃
AB₃E₂	Forma de T	ClF₃, BrF₃
AB₄E₀	Tetraédrica	CH₄, PO₄³⁻, SO₄²⁻, ClO₄⁻
AB₄E₁	Balancín	SF₄
AB₄E₂	Cuadrada plana	XeF₄
AB₅E₀	Bipirámide trigonal	PCl₅
AB₅E₁	Pirámide cuadrada	ClF₅, BrF₅
AB₆E₀	Octaédrica	SF₆
AB₆E₁	Pirámide pentagonal	XeOF— 5, IOF2- 5¹⁰
AB₇E₀	Bipirámide pentagonal	IF₇

† Disposición electrónica incluyendo los pares no enlazantes (mostrados en amarillo) ‡ Geometría observada (excluyendo los pares no enlazantes)

Les dejo también los siguientes enlaces:
http://www.acienciasgalilei.com/alum/qui/EQtema07.pdf

http://www.faidherbe.org/site/cours/dupuis/banque.htm

2 COMENTARIOS:

Gustavo riera y.18 de febrero de 2013 18:32

muy buen post :) mis padres también son cursillistas ;)
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Angélica Carrión26 de mayo de 2013 23:25

nice :)
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Tu opinión es muy importante para mí ...me dejas un mensaje?

AGRUPACIÓN ASPERGER ANTOFAGASTA

Asperguer es pensar diferente porque mis tiempos son diferentes,no es no querer hablarte... es no entender cómo o de qué hablarte.Es ser sincero ...aunque incomode a otros. Es estar eufórico de alegría por dentro sin demostrarlo por fuera...pero alegre al fin y al cabo.Es pensar y crear en silencio...es creer y crecer en silencio. Es más que saber las capitales, hacer filas de autos, seleccionar objetos,realizar cálculos, repetir palabras favoritas o rutinas especiales. Es ser único... a pesar de ser Asperger.