jueves, 27 de enero de 2011

EQUILIBRIO QUÍMICO




Actividades con solución: http://olmo.pntic.mec.es/cchomon/ACTIVIDADES%20REFUERZO/Quimica-09_ref.htm
http://www.fqdiazescalera.com/ejercicios/q2/06.pdf
http://intercentres.cult.gva.es/iesdistrictemaritim/FisQui/Descargas/TEMA4EQL.pdf
Sobre el proceso de Haber de obtención del amoníaco:http://www.skoool.es/content/ks4/chemistry/12_ammonia_and_the_haber_process/index.html
Sobre solubilidad: http://www.iesaguilarycano.com/dpto/fyq/mat/mhomo.htm

5 comentarios:

  1. A propósito de la Catálisis estudiada en este último tema, me gustaría realizar un inciso en el proceso de DE HABER-BOSCH.
    En química, este proceso es la reacción de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. La importancia de la reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial. Aunque alrededor del 78,1% del aire que nos rodea es nitrógeno, es relativamente inerte por los resistentes enlaces triples que mantienen las moléculas unidas. No fue sino hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse forma nitritos y nitratos. Éstos son esenciales en los fertilizantes.
    Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+), en el que óxidos de aluminio (Al2O3) y potasio (K2O) también se utilizan. Otros factores que aceleran la reacción son que se opera bajo condiciones de 200 atmósferas y 450-500°C, resultando en un rendimiento del 10-20%.

    N2(g) + 3H2(g) ========== 2 NH3(g) + ΔH ...(1)

    ΔH representa el calor generado, también llamado entalpía, y equivale a -92,4 kj/mol. Como libera calor, la reacción es exotérmica. El proceso fue patentado por Fritz Haber y en 1910, Carl Bosch comercializó el proceso y aseguró aún más patentes. Haber y Bosch fueron galardonados con el Nobel de Química en 1918 y 1931 respectivamente, por sus trabajos y desarrollos en la aplicación de la tecnología en altas presiones y temperaturas. El amoníaco fue producido utilizando el proceso Haber (a un nivel industrial) durante la I Guerra Mundial para su uso en explosivos.
    Dentro de los aspectos económicos y ambientales, el proceso Haber produce más de 100 millones de toneladas de fertilizante de nitrógeno al año. El 0,75% del consumo total de energía mundial en un año se destina a este proceso. Los fertilizantes que se obtienen son responsables por el sustento de más de un tercio de la población mundial, así como varios problemas ecológicos.

    Espero que con el siguiente esquema podais aclarar mejor la teoría del proceso Haber-Bosch y llegar a comprender la trascendencia del método catalítico.
    http://www.elpais.com/fotografia/futuro/proceso/Haber-Bosch/elpdiasoc/20071017elpepifut_5/Ies/

    ResponderEliminar
  2. Aunque me ha costado encontrar una aplicación que nos resulte cercana (sin contar las industriales) del equilibrio químico, finalmente he descubierto su influencia en la labor transportadra de la hemoglobina. Realmente este artículo es demasiado largo para transcribir y no me veo capaz de obviar nada sin que aparezcan dudas o precarias explicaciones, por eso lo dejo intacto. Este comentario puede ser entendido tanto en el campo de la química como en el de la biología (por eso en el título reza "Bioquímica en la vida diaria"), pero realmente, acostumbrados a apreciarlo desde el ámbito biológico, personalmente me resula más interesante hacerlo desde el químico (de hecho pueden verse las reacciones, su origen y sus efectos)

    http://www.elportaldelasalud.com/index.php?option=com_content&task=view&id=124&Itemid=147

    ResponderEliminar
  3. Aquí añado el link de un vídeo sobre la definición de equilibrio la Ley de acción de masas y del Principio de Le Chatelier:
    http://www.100ciaquimica.net/asigfq/Lc.htm

    ResponderEliminar
  4. Buscando ejercicios resueltos del grado de disociación de una reacción he encontrado esta presentación que explica paso a paso la resolución de un ejercicio y que, para mí, ha sido muy útil a la hora de comprender mejor el desarrollo de este tipo de ejercicios.

    http://www.slideshare.net/profeblog/cculo-del-grado-de-disociacin-del-pentacloruro-de-fsforo

    Pero tengo una duda en la resolución. Para hallar el tanto por uno en este ejemplo se emplea otra fórmula tal que:

    Grado de disociación = n reaccionan / n iniciales

    (Siendo n el número de moles del reactivo inicial que se disocia)

    ¿Es correcto este planteamiento?

    ResponderEliminar
  5. Sergio, sí es correcto
    x= n. alfa; alfa= x/n

    ResponderEliminar