CINETICA QUÍMICA UNO DE LOS MODELOS QUE EXPLICAN CÓMO

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PROBLEMARIO TERMODINAMICA Y CINETICA PROFESORA ZAIDA PARRA

CINETICA QUÍMICA

Uno de los modelos que explican cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, propuesta por Max Trautz y William Lewis en 1916 y 1918. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en contacto entre sí, es decir, que choquen, pero solamente una cierta fracción del total de colisiones tiene la energía para conectarse efectivamente y causar transformaciones de los reactivos en productos.

Primera condición: Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética), para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos. Según esta condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama energía de activación.

Segunda condición: Que el choque se verifique con una orientación geométrica adecuada, pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable

La velocidad de reacción es la velocidad a la que se forman los productos o se consumen los reactivos. Una explosión es un ejemplo de una reacción rápida, la formación de petróleo a partir de la materia orgánica descompuesta es un ejemplo de una reacción lenta.

Para medir la velocidad de una reacción necesitamos medir, la cantidad de reactivo que desaparece por unidad de tiempo, o la cantidad de producto que aparece por unidad de tiempo. La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración/tiempo, esto es, en moles por segundo (mol/s).

Factores que afectan la velocidad de reacción.

A través de la experimentación, los químicos han determinado que la velocidad de una reacción depende de diferentes factores:

1. La naturaleza química de los reactivos

2. La concentración de los reactivos

3. El grado de subdivisión de los reaccionantes

4. La temperatura de la reacción

5. La presión

6. La presencia de catalizadores

Hay reacciones químicas en las que los productos resultantes reaccionan entre sí para generar sustancias de partida. Estos tipos de reacciones se denominan reacciones reversibles.

En cambio, hay otras reacciones químicas en las que los productos obtenidos en ellas no tienen tendencia a reaccionar entre sí para generar las sustancias de que proceden. Estos tipos de reacciones se denominan reacciones irreversibles.

Las reacciones irreversibles finalizan cuando se agota alguno de los reactivos; sin embargo, las reacciones reversibles no finalizan nunca, pues los reactivos se están regenerando continuamente.

Ley de acción de masas.

La Ley de acción de masas establece que: “La velocidad de una reacción, es directamente proporcional al producto (multiplicación) de la concentración molar (moles/litro) de cada uno de los reactantes, elevados a una potencia igual a sus coeficientes estequiométricos, multiplicados por una constante de proporcionalidad (K), cuyo valor depende de la naturaleza química de los reactantes y de la temperatura”.

La expresión matemática de esta ley: V= [A]a [B]b K

Equilibrio químico.

En la siguiente ecuación:

aA +bB ↔cC+ dD

Al principio cuando A reacciona con B, las concentraciones de ambos disminuyen mientras aumentan las concentraciones de C y D.

A medida que avanza, la reacción alcanza un punto en el cual no es posible detectar cambios netos de concentración, las concentraciones de A, B, C y D se estabilizan en valores específicos. En este punto se establece el equilibrio químico.

El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias que intervienen en el proceso. Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan transformado totalmente

Constante de equilibrio

La constante de equilibrio se deduce a partir de que una reacción llega al equilibrio químico, y cuando esto sucede ocurre que la velocidad de la reacción directa es igual que la velocidad de la reacción inversa.

Vd = Vi

De acuerdo con la ley de acción de masas tenemos que:

Vd= [A]a [B]b Kd

Vi= [C]c [D]d Ki

Si en la primera igualdad sustituimos Vd y Vi tenemos entonces que:

[A]a [B]b Kd =[C]c [D]d Ki

despejando las constantes tenemos:

K CINETICA QUÍMICA UNO DE LOS MODELOS QUE EXPLICAN CÓMO d = [C]c [D]d

Ki [A]a [B]b

Cuando se divide una constante entre otra constante, el resultado es una constante nueva, en este caso al dividir la Kd la Ki CINETICA QUÍMICA UNO DE LOS MODELOS QUE EXPLICAN CÓMO se obtiene la constante de equilibrio (Keq), tenemos entonces la expresión para esta nueva constante.

K CINETICA QUÍMICA UNO DE LOS MODELOS QUE EXPLICAN CÓMO eq = [C]c [D]d

CINETICA QUÍMICA UNO DE LOS MODELOS QUE EXPLICAN CÓMO [A]a [B]b

El valor de la constante de equilibrio, nos indica hacia donde se encuentra desplazada la reacción en el equilibrio

Rango de K Desplazamiento del sistema.

K > 1 Se favorece la reacción directa.

K < 1 Se favorece la reacción inversa.

K = 1 Ambas reacciones son iguales.

Principio de Le Châtelier.

Un sistema alcanza el equilibrio cuando la velocidad de la reacción directa se hace igual a la velocidad de la reacción inversa. Este equilibrio es muy sensible a cambios de presión, temperatura y concentración. En 1888 el químico francés Henry Louis Le Châtelier, enunció este principio que lleva su nombre y que comprende a la vez variaciones de presión, temperatura y concentración.

Principio de Le Châtelier

1. Una reacción en equilibrio químico permanecerá en este estado de manera indefinida, siempre y cuando no se alteren alguna de las condiciones de temperatura, presión y concentración de reactantes y productos a las cuales se alcanzó, dicho estado.

2. Cuando se altera algunas de las condiciones a las cuales se alcanzó el estado de equilibrio, el equilibrio de la reacción se verá alterado y se desplazará ya sea hacia reactantes o productos, pero siempre tratando de contrarrestar el efecto de la variación, hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio que mantendrá bajo las nuevas condiciones.

Efectos de la temperatura

La influencia de la temperatura sobre un sistema en equilibrio está comprendida en la Ley de Van´t Hoff, que plantea lo siguiente: “Cuando se aumenta la temperatura sobre un sistema en equilibrio, se ve favorecida la reacción que se produce por absorción de calor”.

En el siguiente ejemplo, al producirse la elevación de la temperatura se ve favorecida la reacción directa porque absorbe calor, ésta es una reacción endotérmica, donde el equilibrio se desplaza para favorecer la formación de más productos.

Si se disminuye la temperatura se ve favorecida la reacción inversa, porque libera calor, ésta es una reacción exotérmica, donde el equilibrio se desplaza favoreciendo a reactivos.

Efectos de la presión

“Cuando un sistema está en equilibrio, un aumento de presión favorece la reacción donde hay menor volumen; si se disminuye la presión favorece la reacción donde hay mayor volumen. Cuando el volumen es igual en ambos miembros, los cambios de presión no modifican el equilibrio”.

Efecto de la concentración

Al aumentar la concentración de los reaccionantes, se forma más producto.

Efecto de los catalizadores

Se ha determinado que los catalizadores no tienen ningún efecto sobre la concentración de los reaccionantes y de los productos en equilibrio. Esto se debe a que si un catalizador acelera la reacción directa también hace lo mismo con la reacción inversa, de modo que si ambas reacciones se aceleran en la misma proporción, no se produce ninguna alteración del equilibrio.

ACIDOS Y BASES

	ACIDOS	BASES
GENERALIDADES	Sabor agrio, el papel tornasol rojo lo cambia a azul, reacciona con metales liberando H2 neutraliza bases	Sabor amargo, el papel tornasol azul lo cambia a rojo tiene aspecto jabonoso neutraliza ácidos
Arrenihus ( 1884)	Toda sustancia que en solución produce iones hidronio H3O+	Toda sustancia que en solución acuosa produce iones oxhidrilo OH-
Lewis 1938	Sustancia que acepta un par de electrones	Sustancia que es capaz de ceder un par de electrones
	Cuando un acido y una base de Lewis se juntan se forma un enlace coordinado H+ + NH3  NH4*
Bronsted	Donadores de protones	Aceptores de protones
	Acido H+ + Base base + H+  Acido HCl  H+ + Cl- NH3 + H2O  NH4+ + OH- Se forma un par conjugado, cuando un acido da un protón se convierte en una base conjugado, cuando una base gana un protón forma una acido conjugado

Potencial de hidrógeno como se dijo en la teoría de Bronsted, el agua puede disociarse en un acido y una base H2O acido + H2O base  H3O+ ( acido ) +OH- ( base), si se expresa su constante de equilibrio Kw = [H3O] [OH] ( ley de acción de las masas), la constante de disociación de l agua es igual a 1x10 -14 a 25 ºC, por lo tanto pH = -log de [H+], pOH = -log[OH-]

pH + pOH = 14 [H+],= antilog-pH

Los ácidos y las bases pueden se fuertes o débiles, esto depende del porcentaje de disociación en solución acuosa, Ac fuertes pH = 1-3 , Ac débil pH = 4-6.9 ácido acético, acido carbónico, Base fuerte pH = 12-14 hidróxido de sodio, de potasio de rubidio, base débil pH = 7.1- 11 hidróxido de amonio, férrico, aluminio .

Indicadores: son compuestos orgánicos, ácidos o bases débiles que reaccionan en medio básico o ácido con cambio de color, y su fórmula molecular es diferente a la formula iónica, son específicos ya que cada indicador vira en un pH determinado.

Neutralización: cuando reacciona un acido y una base en solución acuosa, dando como resultado agua y sal

Hidrólisis: cuando reacciona una sal proveniente de un ácido fuerte con agua, dando como resultado una base fuerte y un ácido débil, o viceversa.

Titulación: proceso que nos permite determinar la concentración de una solución.

En un matraz se coloca un volumen determinado de una solución de concentración desconocida, con un indicador, y se le hace caer gota a gota una solución de concentración y volumen conocido

C1V1 = C2V2

Soluciones amortiguadoras, reguladoras, buffer o tampón.

Tiene la capacidad de regular grandes cantidades de acido o base, para que el pH no sufra una alteración mayor.

Se componen de un ácido débil y una sal del mismo ácido

O una base débil y una sal de la misma base

Acido acético- acetato de sodio

Acido carbónico- bicarbonato de sodio

IMPORTANCIA DEL pH EN LOS SISTEMAS BIOLOGICOS

El pH es importante en los organismos biológicos, debido a que en los líquidos intra y extracelulares se debe de mantener. Una variación de tan sólo unas décimas, puede poner en riesgo el funcionamiento de órganos o funciones vitales, y en casos extremos, provocar la muerte.

El pH de la sangre es de 7.2, si baja 2 décimas, puede provocar una acidosis y si sube 2 décimas entonces se tendrá alcalosis.

Cuando se está sano el cuerpo es ligeramente básico, y las sustancias ácidos como el CO2, se neutralizan por sustancias alcalinas como el bicarbonato. Los riñones regulan el pH del cuerpo controlando los ácidos y el bicarbonato amortiguador

Causas de la acidosis	Causas de la alcalosis
medicamentos	Aumento en la pérdida de H+
Aumento de producción de ácidos orgánicos	Aumento en la entrada de bicarbonato
Retención de CO2	Aumento en la pérdida de CO2

Algo similar sucede con las proteínas, ya que una variación en el pH, produce su desnaturalización, y provoca una baja en el funcionamiento de la misma; al igual que un cambio en el pH en la actividad enzimática, produce una disminución en su acción, debido a que cambia el carácter iónico de los grupos amino y carboxilo.

pH por debajo de 6.8 o bien por arriba de 8.0 puede ser causa de muerte.

IMPORTANCIA DEL pH EN LA INDUSTRIA

La inspección y regulación del pH es de vital importancia en muchas de las aplicaciones industriales por su empleo constante en los subprocesos. Las aplicaciones se encuentran en muchos campos tales como: tratamiento de la pureza del agua en las entradas a las calderas, regulación de la velocidad de reacciones químicas, tratamiento y neutralización de aguas residuales para su posterior utilización, regulación de acidez y control de activación de bacterias en la cerveza, regulación del pH en la fermentación del etanol, sulfitación (ELIMINAR EL COLOR DEL AGUA) en el jugo de caña, y otros procesos de la industria alimentaria ( leche, conservas, etc)

TERMOQUÍMICA

La termodinámica es el campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios Energéticos. Los principios de la termodinámica tienen una importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.

Sistemas aislados. Son aquellos que permanecen completamente inalterados ante los cambios de sus alrededores. No existe intercambio con el exterior ni de materia ni de energía,

Sistemas cerrados. Son aquellos en los que no existe intercambio de materia con el exterior pero sí energía (puede intercambiar con el exterior flujo de calor y además puede realizar o recibir trabajo).

Sistemas abiertos. Son aquéllos que pueden intercambiar, con sus alrededores, tanto energía como materia.

ESTADO Es el conjunto de valores de todas las propiedades macroscópicas observables y medibles que nos definen la configuración del sistema, tales magnitudes se conocen como coordenadas termodinámicas, variables de estado o funciones de estado, ejemplo: la presión, la temperatura, volumen, densidad, la energía interna, entre otras.

Proceso Termodinámico.

Son las transformaciones que sufre un sistema de un estado de equilibrio inicial a uno final, en el que las variables de estado sufren un cambio al paso de un estado a otro, como producto de una interacción del sistema con su medio y con otro sistema. Los procesos más importantes son:

ADIABÁTICO Cualquier proceso físico en el que magnitudes como la presión o el volumen se modifican sin una transferencia significativa de energía calorífica hacia el entorno.

ISOMÉTRICO proceso isométrico o isovolumétrico, termodinámico en el que el volumen permanece constante.

ISOTERMO proceso isotérmico, o isotermo en el que la temperatura permanece constante durante la operación. proceso isobárico es un proceso termodinámico que ocurre a presión constante

Tratándose de formas de energía, es bueno recordar que existe una ley universal, llamada: Ley de la conservación de la energía, la cual desde el punto de vista de la termodinámica se ha llamado:

Ley cero; se refiere al equilibrio químico

Primera ley de la termodinámica. Establece que: “la energía no puede crearse ni destruirse, sólo puede transformarse de una forma a otra”.

El trabajo es una forma de transferir energía. Según esto, el término trabajo no se refiere a lo que está haciendo transferido entre sistemas o a lo que es almacenado dentro de los sistemas. La energía se transfiere y almacena cuando se realiza trabajo.

La energía interna de un sistema es la suma de todas las energías cinéticas y potenciales de todas sus partes componentes.

Representamos la energía interna con el símbolo U, en general, no conocemos el valor numérico real de U, lo que sí podemos llegar a conocer es ΔU (léase “delta U), el cambio de U que acompañan a un cambio en el sistema.

Cuando un sistema sufre cualquier cambio químico o físico, el cambio que acompaña en su energía interna, ΔU, está dado por el calor agregado al sistema o que se desprende de él, Q, más el trabajo realizado sobre el sistema o por él, W:

q es + cuando se absorbe calor o es ganado por el sistema

q es – cuando el calor se desprende o se pierde por el sistema

w positivo cuando el trabajo es realizado sobre el sistema

w es – cuando el sistema lo realiza sobre sus alrededores

Reacciones endotérmica. Son aquellas reacciones químicas que al efectuarse absorben calor. (Endo-es un prefijo que significa adentro).

Reacciones exotérmica. Son aquellas reacciones químicas que desprenden calor al momento de efectuarse.

La entalpía proviene del griego enthalpein, que significa “calentar”. Representa el flujo de calor en los cambios químicos que se efectúan a presión constante cuando no se efectúa más trabajo que el trabajo presión- volumen.

La entalpía estándar de una reacción se define como el cambio de entalpía cuando todos los reactivos y productos están en su estado estándar ΔH°, donde el superíndice (°) indica condiciones de estado estándar ( medidas a25 °c y 1 atm).

El cambio en la entalpía no s indica: ΔH es positivo (+), el sistema habrá ganado calor del entorno. (Proceso endotérmico). sí ΔH es negativo ( - ), el sistema habrá liberado calor al entorno. (Proceso exotérmico)

Para calcular la

Entalpía de reacción ( r), de formación (f)o de combustión(c)

La ley de Hess propuesta por Germain Hess, químico suizo, establece que: “si una reacción se realiza en una serie de etapas, el ΔH para la reacción será igual a la suma de los cambios de entalpía de las reacciones individuales”.

Por la ley de Hess, podemos escribir el cambio de entalpía estándar para la reacción global, como la suma de los cambios de entalpía para los procesos de las ecuaciones

Siendo la entalpía una función de estado, depende sólo de las sustancias iniciales y finales, mas no de los pasos intermedios o el camino de las reacciones.

En una reacción inversa el cambio de entalpía es la misma pero en sentido inverso.

La Ley de Hess permite calcular los cambios de entalpía para reacciones que no pueden determinarse en el laboratorio.

Nota los términos comunes en ambos lados de las ecuaciones se cancelan

Mg s + 2HCl g  MgCl2 s + H2

A partir de Mg s + Cl2 g - MgCl2 ∆Hº = 184.6 k J

½ H2 g + ½ Cl2 g  HCl g ∆Hº ª= -641.0 kJ

Mg s + 2HCl g  MgCl2 s + H2 ∆Hº = -456.4KJ

Segunda ley de la termodinámica Enunciado de Kelvin - Planck: Es imposible construir una máquina térmica que, operando en un ciclo, no produzca otro efecto que la absorción de energía desde un depósito y la realización de una cantidad igual de trabajo.

Enunciado de Clausius: No es posible para una máquina cíclica llevar continuamente calor de un cuerpo a otro que esté a temperatura más alta, sin que al mismo tiempo se produzca otro efecto (de compensación).

El carácter de irreversibilidad se define con una magnitud llamada entropía S, cuyo principio es que la energía y la materia tienden a estar más en desorden, de ahí que sea una magnitud cuantitativa del desorden de un sistema. Este desorden se ve manifestado a nivel molecular de la materia, donde a mayor desorden molecular se obtienen mayores entropías y ésta es la razón por la que se observa una expansión espontánea de un gas y no una comprensión espontánea.

Tercera ley La entropía de cualquier sustancia pura en equilibrio termodinámico tiende a cero a medida que la temperatura tiende a cero"

En el estado gaseoso se puede observar una entropía más elevada, porque se presenta un desorden mayor entre las moléculas del mismo, ya que éstas se encuentran más dispersas distribuidas al azar, en el estado líquido se tiene una entropía intermedia; mientras que en el estado sólido la entropía será menor porque sus moléculas guardan un orden reticular.

Entropía estándar (S°)

Es la entropía que presenta una sustancia a condición estándar (1 atm de presión y 25°C o 298 °K de temperatura), sus unidades son Joule por Kelvin (J/K), por un mol de sustancia.

Ya que el universo está constituido por el sistema y sus alrededores, tenemos que:

ΔS (univ.) > 0 proceso espontáneo

ΔS (univ) = 0 proceso en equilibrio

ΔS (univ) < 0 proceso no espontáneo

En base a lo anterior, podemos establecer un nuevo enunciado para la segunda ley de la termodinámica: “La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en procesos que se encuentran en equilibrio”.

Si nos enfocamos en los cambios que se producen en una reacción química, tendremos que la entropía estándar de reacción (ΔS° reacción ) será:

Energía libre de Gibbs.

Para determinar la espontaneidad de una reacción química de manera directa, se emplea, la energía libre de Gibbs (G), (en honor a J.Willard Gibbs), porque es un potencial termodinámico, es decir, una función de estado extensiva con unidades de energía, que da la condición de equilibrio y de espontaneidad para una reacción química (a presión y temperatura constantes).

Al obtener los valores de ΔG, podemos definir qué:

Si ΔG < 0, la reacción es espontánea y se desarrolla hacia la derecha.

Si ΔG > 0, la reacción es no espontánea.

Si ΔG = 0, el sistema está en equilibrio y no presenta un cambio neto.

El valor de ΔG depende de la temperatura, ya que de manera directa afecta el cambio de entropía TΔS, ya que un aumento en la temperatura hará que la magnitud de la entropía aumente o disminuya y, en consecuencia, determine la magnitud y signo de ΔG.

Energía libre estándar de formación

Se puede obtener la energía libre de formación de una reacción química a partir de los datos de energía libre de formación (ΔG° f

) a condición estándar que son 25°C y una atmósfera de presión si se trata de gases

LA ELECTROQUIMICA

Se ocupa de la relación entre las reacciones de oxido-reducción, en las que tiene lugar una transferencia de electrones y hay producción y/o uso de una corriente eléctrica.

Se divide en dos: a) el estudio de las celdas electrolíticas o electrólisis y b) el estudio de celdas galvánicas o celdas electroquímicas.

Electrólisis: ES EL PROCESO POR EL CUAL UNA CORRIENTE ELECTRICA, GUIADA POR SU POTENCIAL ELECTRICO EXTRENO, PRODUCE UNA CORRIENTE ELECTRICA.

Celdas Electroquímicas: SON DISPOSITIVOS QUE USAN UN CAMBIO QUÌMCO PARA LA PRODUCCIÒN DE UNA CORRIENTE ELÈCTRICA.

Es Importante estudiar algunos términos como:

DISOCIACIÒN: es el proceso que se presenta en un COMPUESTO IONICO, y en el cual existe una separación de iones, cuando están en solución acuosa. NaCl  Na ⁺ + Cl^-

IONIZACIÒN: es el proceso que se presenta en un COMPUESTO COVALENTE POLAR y el cual las moléculas se separan de manera asimétrica en partes positivas y negativas H2O  H3O ⁺+ OH ^–

ELECTROLITOS: sustancias que en solución acuosa o fundida conducen la corriente eléctrica.

NO ELECTROLITOS: sustancias que no conducen la corriente eléctrica o bien que no se descomponen por la corriente eléctrica.

TEORÌA DE LA DISOCIACIÒN ELECTROLÌTICA DE ARRHENIUS

Arrhenius estudio los efectos de la dilución en soluciones electrolíticas y propuso 4 postulados:

1.- Las moléculas de los electrolitos se disocian solo en solución acuosa y en iones positivos y negativas

2.- La carga positiva es igual a la negativa, es decir la solución es neutra.

3.- La disociación es un proceso reversible, puesto que se establece un equilibrio entre los iones disociados y la solución usada. La disociación depende de la dilución de la solución

4.- Las propiedades de los iones obtenidos, son diferentes a las de los átomos o moléculas.

REACCIONES DE OXIDO REDUCCIÒN

También conocidas como REDOX, es un proceso en el se cambia los números de oxidación de un elemento

Se efectúa la oxidación cuando el números de oxidación aumenta como resultado de una perdida de electrones y la reducción se una disminución de los números de oxidación por una ganancia de electrones

+2 a +3 o de -1 a 0, es una oxidación y si +3 a -2 o de -2 a -4 es una reducción.

El agente oxidante es la sustancia que causa un incremento en los estados de oxidación y un agente reductor es aquel que provoca la disminución de los números de oxidación

OXIDACIÒN INCREMENTO DE NUMERO DE OXIDACIÒN PERDIDA DE ELECTRONES Y ES EL AGENTE REDUCTOR

REDUCCIÒN ES LA DISMINUCIÒN DEL NÙMERO DE OXIDACIÒN HAY GANANCIA DE ELECTRONES Y ES EL AGENTE OXIDANTE

REGLAS PARA ASIGNAR UN NÙMERO DE OXIDACIÒN

1.- TODOS LOS ELEMENTOS EN SU ESTADO LIBRE TIENEN NÙMERO DE OXIDACIÒN CERO

2.- EL NUMERO DE OXIDACIÒN DEL H ES +1, SOLO EN LOS HIDRUROS ES -1

3.- EL NÙMERO DE OXIDACIÒN DEL OXIGENO ES -2 SOLO EN LOS PEROXIDOS ES -1

4.- TODOS LOS ELEMENTOS METALICOS EN COMPUESTOS IONICOS SON POSITIVOS

5.- EN LOS COMPUESTOS COVALENTES EL NÙMERO DE OXIDACIÒN NEGATIVO SE LE ASIGNARÀ A EL ELEMENTOS MÀS ELECTRONEGATIVO

6.- LA SUMA ALGEBRAICA DE TODOS LOS NÙMEROS DE OXIDACIÒN EN UN COMPUESTO ES CERO. En LOS IONES ES IGUAL A LA CARGA DE ESTE.

CELDAS VOLTÀICAS. GALVÀNICAS o ELECTROQUÌMICAS

Es un dispositivo utilizado para transformar la energía química en eléctrica.

Consta de dos electrodos ( celda de Daniell ) uno de zinc y otro de cobre generalmente, que se sumergen en la solución de sulfato de zinc y sulfato de cobre respectivamente. El proceso se fundamenta en que la oxidación del zinc y la reducción del cobre se3 puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, por lo cual la transferencia de electrones se lleva a cabo por un alambre conductor externo.

El ánodo es por definición el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y le cátodo es en donde se lleva a cabo la reducción..

Para poder cerrar el circuito las disoluciones se deben conectar mediante un conductor que pueda moverlos cationes y aniones desde un compartimento al otro, Esto se hace mediante un puente salino, ( es un tubo en forma de U invertida que contiene un electrolito KCl o NH4NO3, cuyos iones no reaccionan con las disoluciones del aparato. Durante la reacción redox los electrones se mueven desde el ánodo electrodo de zinc hasta el cátodo electrodo de cobre, por el alambre conductor. Y los cationes en disolución iones de zinc cobre y potasio, se mueven hacia el cátodo, mientras que los aniones sulfato y cloruro se mueven hacia el ánodo.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo, ya que hay una diferencia de potencial eléctrica entre los electrodos, esta diferencia se puede medir y depende de la naturaleza de los electrodos, de los iones producidos, de la concentración y de la temperatura en la que funciona la celda

BATERIA Celda electroquímica o serie de celdas electroquímicas, combinadas para utilizarse cono fuente de corriente eléctrica constante. Aunque su funcionamiento es el mismo que una celda de Daniell, esta no lleva puente salino.

Zn  Zn +2 + 2 e ánodo

Cu +2 + 2 e  Cu cátodo

BATERIA DE CELDA SECA o Leclanchè El ánodo de la celda consta de una lata o contenedor de zinc que está en contacto con dióxido de manganeso y un electrolito que es cloruro de amonio y cloruro de zinc enagua, al que se le añada almidón para producir una pasta, Como cátodo se usa una barra de carbón que inmerso en el electrolito en el centro de la batería. Se usa en linternas y radios.:

Ánodo Zn  Zn ⁺² + 2e

Cátodo 2NH4 + + 2 MnO2 + 2e  Mn2O3 + NH3 + H2O

Reacción global Zn + 2NH4 + + 2 MnO2  Mn2O3 + NH3 + H2O + Zn⁺²

BATERIA DE MERCURIO Es un cilindro de acero inoxidable y consta de un ánodo de zinc amalgamado con mercurio, que está en contacto con un electrolito alcalino que contiene oxido de zinc y oxido de mercurio. Se usa en medicina debido a que tiene una producción constante de voltaje y una vida larga mayor que la celda de Leclanchè.

ZN(Hg) + 2OH ^-  ZnO + H2O + 2e ánodo

HgO + H2O + 2E  Hg + 2OH^- cátodo

Zn(Hg) + HgO  ZnO + Hg reacción global

ACUMULADOR DE PLOMO Tiene seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo empacado en una placa metálica, todo está sumergido en una solución acuosa de ácido sulfúrico que actúa como electrolito, cada celda produce 2 v, por lo tanto el voltaje que se genera es de 12 v, que es lo necesario para hacer que el auto encienda.

Es la única celda recargable

Ánodo Pb + SO4^-2  PbSO4 + 2e

Cátodo PbO2 + 4H+ SO4^-2 + 2e  PbSO4 + 2H2O

Reacción global Pb + PBO2 + 4H- + 2SO4 ^-2  2PbSO4 + 2H2O

CELDA DE COMBUSTIBLE Una celda de combustible de oxígeno e hidrógeno que consta de una disolución electrolítica de hidróxido de potasio y dos electrodos inertes. El hidrógeno y oxigeno gaseosos se burbujean a través del compartimento del ánodo y cátodo, donde se lleva a cabo las siguientes reacciones:

Ánodo 2H2 + 4OH  4H2O + 4e

Cátodo O2 + 2H2O + 4e  4OH-

Reacción global 2H2 + O2  2H2O

No almacena energía, puede tener una eficiencia de hasta 70%, no contaminan y se usan en viajes espaciales

ELECTROLISIS A diferencia de las reacciones espontáneas redox que generan electricidad, este proceso utiliza energía eléctrica para inducir una reacción química no espontanea

CELDA DE DOWS Se usa para la electrolisis de cloruro de sodio.

El cloruro de sodio fundido se introduce el cátodo de hierro y el ánodo de carbón, obteniéndose de forma líquido el sodio y de forma gaseosa el cloro

Ánodo oxidación 2 Cl ^- Cl2 + 2 e

Cátodo reducción 2 Na ⁺ + 2 e  2Na

Reacción global 2 Na+ + 2 Cl ^-  2 Na + Cl2

POR CADA MOL DE SUSTANCIA OBTENIDA POR ELECTROLISIS, ES NECESARIO QUE SE SUMINISTRE 6.23 X 10 ²³ ELECTRONES AL CATODO

CORROSIÒN Es el deterioro del metal por una reacción electroquímica, ejemplo. Hierro oxidado, plata empañada, cobre con patina verde al igual que en el latón.

Se calcula un daño aproximado de 100 mil millones de dólares al año , en edificios, puentes, barcos, vehículos etc.

Para que el metal se oxide debe de haber humedad y oxígeno en el ambiente, todavía no se ha comprobado cuales son las reacciones que se llevan a cabo, pero se cree que el metal actúa como ánodo, llevándose la oxidación en el él Los electrones donados reducen el oxígeno atmosférico

2Fe + O2 + 4H ⁺  2Fe⁺² + H2O

El aluminio se oxida más rápido que el hierro, pero forma un oxido rápidamente en contacto con humedad, y lo protege de la corrosión, y el herrumbre que forma el hierro es muy poroso y no cubre el metal.

El poder oxidante el hierro se puede eliminar cuando se alea con otro metal.

Hierro galvanizado: zinc sobre hierro.

Protección catódica: es un proceso en donde el metal se recubre de zinc o magnesio.

ELECTROMETALURGIA:

El método de electrolisis es útil para la obtención de minerales o para su refinación

Producción de aluminio metálico y purificación de cobre

CALCULO DE LOS POTENCIALES DE OXIDACIÒN O REDUCCIÒN EN UNA CELDA.

Hay valores ya establecidos de los potenciales de oxido-reducción de cada uno de los elementos de la serie electromotriz.

Eº total = Eª anódica –Eª catódica

El Potencial estándar de una celda Eª es igual al potencial de oxidación de la reacción anódica menos el potencial de oxidación de la reacción catódica

Eº total = Eª catódica –Eª anódica

El Potencial estándar de una celda Eª es igual al potencial de reducción de la reacción catódica menos el potencial de reducción de la reacción anódicos

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