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
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