RESUMEN SEMANA 11

UNIDAD 5.

CONCEPTOS GENERALES DE GASES, TERMOQUÍMICA Y ELECTROQUÍMICA

5.5 Calor de formación

Calor de formación de un compuesto: es el calor intercambiado en la reacción al formar un mol de dicho compuesto a partir de los elementos que lo componen en condiciones normales.

C (s) + 2 H2 (g) ⇒ CH4 (g) + 74,8 kJ

H2 (g) + O2 (g) + C (s) ⇒ HCOOH + 97,8 kcal

La entalpía de formación (ΔfH0) de un compuesto químico es la variación de entalpía de la reacción de formación de dicho compuesto a partir de las especies elementales que lo componen, en su forma más abundante. Un ejemplo seria, la entalpía de formación del agua, formada por hidrógeno y oxígeno, sería equivalente a la entalpía de reacción de hidrógeno diatómico y oxígeno diatómico.

De esta forma, la entalpía de formación de un compuesto es la energía necesaria para formar un mol de dicho compuesto a partir sus elementos, medida, normalmente, en unas condiciones de referencia estándar, 1 atm de presión y una temperatura de 298 K (25 °C).

Esta entalpía es negativa cuando se trata de una reacción exotérmica, que desprende calor, mientras que es positiva cuando es endotérmica, y resulta nula para los compuestos que se pueden encontrar en la naturaleza.

Ejemplos:

Sustancia	Calor de formación (kJ/mol)
Hidrógeno, H2	0
Oxígeno, O2	0
Nitrógeno, N2	0
Agua, H2O (g)	-241,6
Agua, H2O (l)	-285,8
Amoniaco, NH3 (g)	-46,1
Dióxido de carbono, CO2 (g)	-393,5
Cloruro de sodio, NaCl (s)	-411,0

 

5.6 Calor de solución

El calor de solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica y la energía liberada, o energía exotérmica

Debido a que el calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía. Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para atraer a las moléculas de soluto y solvente, esta energía supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente. Cuando el gas está disuelto completamente el calor de solución estará al máximo.

El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas:

   1. Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica)

   2. Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica)

   3. Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación.

 El valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso.

Las soluciones con calores negativos de solución forman enlaces fuertes y tienen presiones de vapor bajas.

5.7 Electroquímica

La Electroquímica trata de la interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos, así como del estudio de las propiedades eléctricas de las soluciones de los electrolitos, estableciendo una relación entre la acción química y eléctrica de tales sistemas. La electroquímica es una parte de la química que se dedica estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito.

Las dos formas de representar las reacciones electroquímicas son:

·         Reacción de reducción

·         Reacción de oxidación

Denominadas reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas y se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico.

5.8 Electroquímica y celdas electrolíticas

Como ya se mencionó anteriormente la electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Una celda electrolítica consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición, electro formación, producción de gases y realización de muchos procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Si debido al flujo de la corriente los electrodos se tornan desiguales, es posible que ocurra una acción voltaica.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica.

A diferencia de la celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semireacciones.

5.9 Electroquímica y celdas voltaicas galvánicas

Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica).

Las Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente eléctrica) puede ser utilizado.

Las celdas galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:

Las células primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.

Las células secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.

5.10 celdas voltaicas de uso practico

Una de las primeras pilas eléctricas, la Pila Daniell. Una pila Daniell está formada por un electrodo de zinc sumergido en una disolución diluida de sulfato de zinc y otro electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa.

Similar a la anterior es la Pila de Volta, considerada la primera en su especie. En esta los electrodos son también zinc y cobre y el electrolito es ácido sulfúrico. Al disolverse ambos metales en el ácido, el cobre adquiere un potencial mayor que el zinc, estableciéndose por tanto una diferencia de potencial de aproximadamente 1 voltio entre ambos. Esta pila tiene el inconveniente de que al desprenderse hidrógeno en el proceso, este se deposita en parte sobre el cobre impidiendo el paso de corriente, por lo que se dice que en estas condiciones la pila se ha polarizado.

Otra pila basada en el mismo principio es la Pila Leclanché. En esta el electrolito es una solución de cloruro amónico (Cl NH4), siendo el electrodo negativo de zinc y el positivo una placa de carbón rodeado de una mezcla de bióxido de manganeso y carbón pulverizado introducido en un vaso de paredes porosas. El bióxido de manganeso actúa como despolarizante, para evitar el fenómeno de la polarización.

La tensión de disolución del Zn hace a este disolverse formando cloruro de zinc y adquiriendo el electrodo un potencial negativo respecto a la solución. Los iones NH4+ del cloruro amónico se descargan sobre el electrodo de carbón produciendo NH3 e hidrógeno, el cual actuando sobre el bióxido de manganeso (Mn O2) lo reduce a óxido manganoso (Mn O).

 

UNIDAD 6 CINETICA QUIMICA Y NANOTECNOLOGIA

6.1 Cinética química, velocidades de reacción y el mecanismo de reacción

La Cinética Química es la rama de la ciencia que estudia las velocidades con que ocurren las reacciones.

• Principales Factores que afectan la velocidad de  reacción:

·         Concentración de reactivos

·         Temperatura

·         Catalizador

·         Área Superficial

La cinética química incluye la velocidad de reacción la cual se define como el cambio en la concentración de un reactante o producto por unidad de tiempo. Si la concentración se expresa en mol/L y el tiempo en s, la velocidad se expresa en mol/L s.

La velocidad de reacción lleva de la mano un mecanismo de reacción es un conjunto de etapas o reacciones elementales mediante las cuales se postula que transcurre una reacción química. La descripción de un mecanismo supone el uso de varios conceptos como: etapa elemental, molecularidad, intermedios, catalizador, número estequiométrico, etc.

Equipo:

• Elia Ester Cruz Velázquez
• Mónica Isabel Benítez Lara
• Deisy Virginia Blanco Miguel
• Yohana Lizbeth Santos Rodríguez
• Pedro de la Cruz Velázquez
• Ramos Nava Olmos
• Rosa María Márquez Ibarra