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1612 - Quimica IV Area I (1)

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COLEGIO DE QUÍMICA

Grado: 6° Clave: 1612 Plan: 96

GUÍA DE ESTUDIO

QUÍMICA IV ÁREA 1

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

Autores:

José Luis Buendía Uribe

María Esther Del Rey Leñero

Ana Cecilia Kim Mora

Reyes Martín Mata Franco

Ismael Segura Vázquez

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Escuela Nacional Preparatoria

Directora General: Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar

Secretario Académico: Biól. Alejandro Martínez Pérez

Diseño de portada: DCV. Cintia Amador Saloma

Cuidado de la Edición: DCG. Edgar Rafael Franco Rodríguez

3ª edición: 2011

© Universidad Nacional Autónoma de México

Escuela Nacional Preparatoria

Dirección General

Adolfo Prieto 722, Col. Del Valle

C. P. 03100, México, D. F.

Impreso en México

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PRESENTACIÓN

La Escuela Nacional Preparatoria ha trabajado durante casi 145 años en la formación de jóvenes llenos de ideales y metas por cumplir, con deseos de superación y comprometidos con su país, a quienes tenemos que guiar y conducir hacia el logro de sus éxitos académicos, factores que reforzarán su seguridad personal.

Las herramientas que adquieran los estudiantes, durante esta etapa escolar, serán fundamentales, columna vertebral que sostenga sus estudios profesionales, con lo que el desarrollo de habilidades y actitudes se verá reflejado en su futuro próximo.

Es nuestra responsabilidad dotar a los alumnos de todos los materiales didácticos que ayuden a enfrentar los retos de adquisición del aprendizaje, para que continúen con sus estudios de manera organizada, armónica y persistente.

Por lo mismo, los profesores que integran esta dependencia universitaria, trabajan de manera colegiada; ponen toda su energía en desarrollar las Guías de estudio para aquellos alumnos que, por cualquier razón, necesitan presentar un examen final o extraordinario y requieren elementos de apoyo para aprobarlos y concluir sus estudios en la Preparatoria.

La presente Guía de estudio es un elemento didáctico que facilita la enseñanza y el aprendizaje. Se puede utilizar de manera autodidacta o con la ayuda de los muchos profesores que a diario brindan asesorías en cada uno de los planteles de la Escuela Nacional Preparatoria.

Continuaremos buscando más y mejores elementos didácticos: presenciales y en línea, con el objetivo de ayudar a nuestros alumnos a que aprueben y egresen del bachillerato. Sólo me resta desearles éxito en su camino personal y profesional.

Juntos por la Escuela Nacional Preparatoria.

Mtra. Silvia E. Jurado Cuéllar Directora General

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Presentación de los autores

La guía que tienes en tus manos tiene como finalidad ayudarte a preparar el examen extraordinario de la materia de Química IV Área I. En esta guía, se encuentran desarrollados los contenidos de las cuatro unidades del programa, las cuales son:

Unidad 1: La energía y las reacciones químicas

Unidad 2: Rapidez y equilibrio de las reacciones químicas Unidad 3: Fundamentos de química orgánica

Unidad 4: Reacciones orgánicas

Cada unidad inicia con una breve introducción, donde se explica en forma general los contenidos que se van a revisar. Después presenta un organizador para que visualices la secuencia y la relación que existe entre los contenidos. Se incluyen los propósitos de la unidad y se desarrollan los contenidos, se acompaña de ejemplos resueltos y ejercicios para que reafirmes tus conocimientos. Al término de cada unidad encontrarás la bibliografía y un cuestionario de autoevaluación.

Al final de la guía se ha colocado un examen tipo para que realices un simulacro y veas que aspectos debes de reforzar. Se recomienda buscar asesoría con un profesor para que supervise tu avance. Este material también puedes utilizarlo como apoyo a tu curso normal para que repases y ejercites los temas de cada unidad.

Por último, la resolución de esta guía no garantiza que apruebes el examen extraordinario, para tener éxito en tu examen extraordinario deberás prepararlo con tiempo suficiente para que puedas estudiar, revisar y entender cada uno de los temas.

Cualquier comentario o sugerencia para mejorar el contenido y funcionalidad de esta guía será muy bienvenida en la Jefatura de Química.

Jefa del Departamento de Química 2006-2010 QFB. E. Alba Gutiérrez Rodríguez

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ÍNDICE GENERAL

CONTENIDOS Página

UNIDAD I . LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS 1.1 Energía y reacción química

1.1.1 Sistemas, estados y funciones de estado. 1.1.2 Primera Ley de la termodinámica.

1.1.3 Energía Interna (U) y entalpía.

1.1.4 Reacciones exotérmicas y endotérmicas. 1.1.5 Entalpías de enlace

1.1.6 Termoquímica. Ley de Hess. 1.1.7 Entropía.

1.1.8 Energía Libre y espontaneidad. 1.2 Procesos electroquímicos

1.2.1 Reacciones de oxidación-reducción. 1.2.2 Celdas electroquímicas.

1.2.3 Potenciales estándar de reducción.

1.2.4 Corrosión de metales, un proceso espontáneo. 1.2.5 Prevención de la corrosión. 7 8 8 9 10 11 12 15 18 19 21 21 25 27 29 29

UNIDAD II. RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 2.1 Rapidez de la reacción química

2.1.1 Concepto de rapidez de reacción. 2.1.2 Explicar la teoría de las colisiones. 2.1.3 Energía de activación.

2.1.4 Perfil de energía.

2.1.5 Reconocer los principales factores que influyen en la rapidez de una reacción.

2.2 Equilibrio químico

2.2.1 Descripción del equilibrio químico.

2.2.2 Descripción de reversibilidad de una reacción.

2.2.3 Expresar la constante de equilibrio de algunas reacciones. 2.2.4 Principio de Le Chatelier.

2.2.5 Enunciar los conceptos ácido-base de Brönsted-Lowry. Concepto de pH. 33 34 34 34 35 35 36 38 38 38 39 40 41

UNIDAD III. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ORGÁNICA 3.1 Conceptos fundamentales

3.1.1 Niveles de energía electrónica. 3.1.2 Orbitales atómicos.

3.1.3 Configuraciones electrónicas. 3.1.4 Símbolos de Lewis.

3.1.5 Relación entre electronegatividad y tipos de enlace.

51 52 52 54 55 56 57

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3.2 Hidrocarburos: alcanos, alquenos y alquinos.

3.2.1 Hibridación del átomo de carbono, tipos de enlaces carbono-carbono. Estructura y modelos.

3.2.2 Nomenclatura, isomería y propiedades físicas. 3.3 Grupos funcionales.

Alcohol, éter, aldehído, cetona, ácidos carboxílicos, éster, aminas, amidas, aminoácidos y compuestos halogenados.

Nomenclatura, estructura, isomería, propiedades y aplicaciones.

58 58 62 71

UNIDAD IV. REACCIONES ORGÁNICAS 4.1 Reacciones orgánicas

4.1.1 Reacciones de adición, de eliminación y de sustitución. 4.1.2 Reacciones de condensación e hidrólisis.

4.1.3 Reacciones de oxidación y reducción. 4.2 El mundo de los polímeros

4.2.1 Reacciones de polimerización por adición. 4.2.2 Plásticos y sus propiedades.

4.2.3 Polímeros sintéticos por adición, polietileno.

4.2.4 Polímeros sintéticos por condensación, Poliamidas (nylons). 4.2.5 Polímeros naturales: celulosa, hule.

88 88 88 94 96 97 97 98 100 100 100

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PRIMERA UNIDAD

LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN

En la primera parte de la unidad se tratan y relacionan temas importantes de la Termodinámica como son la energía y su transferencia, la entalpía, la entropía y la energía libre. Se inicia con el estudio de los sistemas, y de los procesos en los que se ven envueltos, así como de los diferentes criterios que nos proporcionan las propiedades termodinámicas, como la entropía y la energía libre, para predecir si los procesos (como las reacciones químicas) son factibles. En muchos de los procesos industriales, como la manufactura de productos plásticos, es muy importante conocer estos temas para optimizar dichos procesos y obtener productos de calidad. Estos temas también nos ayudan, por ejemplo, para comprender como funciona una locomotora, los cohetes, los fuegos artificiales, etc.

Un tipo de energía, de mayúscula importancia, es la eléctrica ya que es una de las fuentes de producción de muchos satisfactores y del bienestar en nuestros hogares. Con el objetivo de entender como se relaciona esta energía en una reacción química, se estudian los procesos electroquímicos en sistemas como las celdas electrolíticas y voltaicas (pilas)

Reacción química

Energía

Energía Libre Entropía Sistemas 1ª. Ley

Proceso espontáneo Entalpia Proceso no espontáneo Reacción electroquímica Estados y función de estado Energía interna Entalpia de enlace Reacción endotérmica Reacción exotérmica Celda Corrosión Potencial estándar

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PRIMERA UNIDAD

LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

PROPÓSITOS

1. Reconocer la relación que existe entre entalpía, entropía y energía libre

2. Identificar los cambios de entalpía y entropía que se verifican durante las reacciones químicas

3. Relacionar la espontaneidad de las reacciones químicas con los cambios de energía libre

4. Reconocer la corrosión como un proceso espontáneo

5. Aplicar los conocimientos adquiridos en la prevención de la corrosión de los metales.

1.1. ENERGÍA Y REACCIÓN QUÍMICA

1.1.1. Sistemas, estados y funciones de estado.

Un sistema es una parte del universo que se selecciona de manera arbitraria para realizar en

él algún tipo de estudio. Dicho sistema está delimitado por paredes o fronteras del resto del universo. Todo lo que queda fuera del sistema constituye los alrededores.

Los sistemas pueden ser abiertos, cerrados o aislados. Un sistema abierto es aquel en el que se puede intercambiar materia y energía con los alrededores, en los sistemas cerrados no se puede intercambiar materia con los alrededores, pero sí energía. Los sistemas que no pueden intercambiar ni materia ni energía con los alrededores se llaman aislados.

Las paredes de un sistema que permiten el intercambio de energía con los alrededores se llaman diatérmicas, las que no lo permiten se llaman adiabáticas.

Si en un sistema se conocen el o los materiales que lo componen y dos cualesquiera de las tres propiedades siguientes: la presión (P), la temperatura (T) y el volumen del sistema (V) se dice que el estado del sistema está definido.

Cuando se lleva acabo un proceso físico o químico, el estado del sistema cambia y puede llegar a un nuevo estado, es decir, las propiedades (o algunas de ellas) que definen al sistema pueden llegar a tener valores diferentes a los iniciales. Por lo anterior una función de estado es aquella que su cambio de valor (Δ) depende únicamente del estado inicial y final del proceso, en consecuencia no importa la trayectoria del cambio, sino el cambio neto, por lo contrario una función de trayectoria es aquella que depende de la ruta seguida en el proceso.

Ejemplos de función de estado: T, P, V, energía. Ejemplos de funciones de trayectoria: q y w

(9)

Ejercicios

Selecciona la opción que consideres correcta:

1. La parte del universo que es seleccionada para realizar algún estudio se llama: A. problema B) variable C) propiedad D) sistema 2. La pared de un sistema que permite transferir energía térmica se llama: A) aislada B) adiabática C) diatérmica D) flexible 3. La variable que no es función de estado, ni propiedad de un sistema es:

A) la presión B) el calor C) la energía D) la temperatura 4. Son ejemplos de funciones de estado:

A) temperatura y calor B) calor y trabajo C) presión y temperatura D) volumen y trabajo

1.1.2. Primera ley de la termodinámica.

Esta ley se refiere a que en un proceso la variación de la energía interna de un sistema dependerá de la cantidad de energía (térmica o mecánica) que se libere o absorba en dicho sistema. Es una manera diferente de interpretar la ley de la conservación de la energía y queda como sigue:

ΔU = q + w

En esta expresión q es el calor (se desea hacer hincapié de que el calor se refiere al proceso de intercambio de energía térmica entre el sistema y los alrededores y que la dirección de dicho intercambio va del sistema o alrededor con mayor temperatura al de menor temperatura). Se considera que cuando se absorbe energía térmica en el sistema q será positivo, pero si se libera es negativo.

w es el trabajo realizado por el sistema o sobre el sistema y representa el intercambio de energía mecánica entre el sistema y los alrededores. Se considera que el trabajo realizado por el sistema es negativo y él que se realiza sobre el sistema es positivo.

ΔU representa el cambio de la energía interna del sistema y es una función de estado, es decir, representa el cambio neto del contenido energético; en algunas fuentes bibliográficas se puede encontrar la variación de esta propiedad como ΔE.

Con base en el Sistema Internacional, la unidad de energía a utilizar será el Joule (J), sin embargo por practicidad pueden utilizarse unidades tales como kiloJoule (kJ), caloría (cal) o kilocaloría (kcal).

Nota: generalmente hay confusión entre los conceptos de calor y temperatura, pero recuerda que calor es un proceso de intercambio de energía térmica y sus unidades son J, kJ, cal o kcal; mientras que temperatura es una propiedad del sistema que indica la potencialidad de transferir energía térmica y sus unidades son K, °F o °C. Es sabido que la temperatura es necesaria para el cálculo de calor (q = m Cp ΔT) pero no por ello debemos decir que es lo mismo. Por ejemplo si dos sistemas con paredes diatérmicas interaccionan y ambos sistemas tienen la misma temperatura el valor de q será cero y no así el valor de sus temperaturas; en este caso no hubo proceso de transferencia de energía térmica.

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Ejercicios

5. Cuando se presiona el émbolo de una jeringa y el gas se comprime, la energía interna del sistema

A) aumenta B) disminuye C) permanece constante D) está en equilibrio 6. Cuando enfriamos, la energía interna de un sistema:

A) aumenta B) disminuye C) permanece constante D) está en equilibrio 7. Un sistema es enfriado y obligado a comprimirse, los valores para q y w son: A) q (+), w (-) B) q (+), w (+) C) q (-), w (+) D) q (-), w (-)

8. Un sistema es calentado al transferirle 500 kJ de energía térmica, lo que provoca que sufra una expansión que involucran 350 kJ, calcula ΔU

A) +850kJ B) -850kJ C) -150kJ D) +150kJ

1.1.3. Energía interna (U) y entalpía.

La energía interna U (o E), es el contenido total de energía de un sistema, por lo tanto es propiedad del mismo. Desde el punto de vista submicroscópico, esta energía se refiere a la energía de vibración, de translación y de rotación de las partículas (átomos, moléculas, etc.) que constituyen los materiales del sistema, así como a la energía de electrones y núcleos de los átomos presentes y a la energía potencial química debido a las interacciones entre ellos (por ejemplo enlaces químicos) o también entre moléculas, iones, etc. La unidad comúnmente utilizada es el kJ y si se trata de la propiedad molar kJ/mol.

Se había mencionado ya, que la energía interna es una función de estado y que para calcular su valor tendríamos la ecuación ΔU = U final – U inicial, sin embargo, no es tarea fácil y factible determinar la energía interna final o inicial en un momento dado; entonces para conocer ΔU se necesita conocer los intercambios de energía en un proceso, es d ecir, conocer los valores de q y w (1ª Ley de la Termodinámica).

La entalpía es energía que puede ser intercambiada en un sistema pero en condiciones particulares, en este caso, a presión constante. Se representa como H y su variación como ΔH. Al igual que la energía interna (U), es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el kJ o kJ/mol.

Para el desarrollo de los siguientes temas es importante mencionar que delimitaremos algunos aspectos sobre los procesos que se tomarán en cuenta para los cálculos de la entalpía. Uno de ellos es que el proceso de referencia será una reacción química, otro es que no se tomará en cuenta el trabajo, es decir que w=0; para esto se deberán considerar los siguientes puntos:

- Sistemas con paredes rígidas y abiertas (por lo menos en en alguna de sus partes, por ejemplo un matraz). No habrá expansiones o compresiones.

- No se tomará en cuenta que el sistema se desplace, para evitar tener un proceso de trabajo por cambio en el centro de masa de dicho sistema.

- Sólo se tomará en cuenta el intercambio de energía térmica en el proceso (q). Por lo anterior y considerando que tampoco se puede tener un valor de H final e inicial, el ΔH podrá ser calculado por medio de la ecuación:

(11)

El término entalpía completa su nombre con base en el proceso en el que esté referida, por ejemplo si hablamos simplemente de una reacción, pues será llamada entalpía de reacción (ΔHr), si es de una reacción de combustión será entalpía de combustión, (ΔH comb), o de una

reacción de formación, entalpía de formación (ΔHf), etc.

1.1.4. Reacciones exotérmicas y endotérmicas.

En toda reacción química se absorbe y se libera energía térmica. Si la cantidad de energía que se libera es mayor que la que se absorbe ocasiona que el sistema tenga menos energía al final del proceso, por tanto el cambio neto de la energía es negativo, en otros términos el ΔH es (-), este es el caso de una reacción química exotérmica, el proceso contrario al mencionado, describiría una reacción endotérmica con un ΔH (+).

La reacción de combustión del metano, (CH4, componente principal del gas natural) es un

ejemplo de reacción exotérmica. Al final del proceso se liberan 890 kJ de energía, es decir, el valor de ΔH es de -890 kJ por cada mol de CH4 combustionado.

CH4 (g) + 2O2 (g) —→ CO2(g) + 2H2O(l)

La reacción de descomposición del agua es un ejemplo de reacción endotérmica, pues para que se lleve a cabo se necesita un total de 285.8 kJ por cada mol de agua descompuesta:

H2O (l) —→ ½ O2(g) + H2(g)

Con base en lo anterior, el valor de ΔH es de +285.8kJ

.

Si los procesos anteriores se representaran mediante un gráfico, para una mejor comprensión, quedarían como sigue:

1) Reacción exotérmica, ΔH (-).

Observa como el contenido de energía de los productos es menor que la de los reactivos y que precisamente el ΔH es la diferencia energética entre estos dos estados del sistema.

Nota1: El término “Energía de activación” es la energía que absorbe el sistema para que la reacción

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2) Reacción endotérmica, ΔH (+).

Observa como el contenido de energía de los productos es mayor que la de los reactivos y que precisamente el ΔH es la diferencia energética entre estos dos estados del sistema.

Nota2: Ibidem Nota1. En este caso la “energía de activación” esta representada desde el estado

energético de los reactivos hasta el punto más alto de la curva.

1.1.5. Entalpías de enlace.

Las condiciones estándar (25°C de temperatura y 1 atm de presión) serán la base de los cálculos para la entalpía de una reacción química y serán indicadas mediante el símbolo (°), por ejemplo ΔH°. Es necesario indicar que esto es sólo una convención apropiada a nuestro nivel académico.

En un primer caso el ΔH°r puede calcularse a partir de los valores de ΔH°f (registrados en las

tablas respectivas de la bibliografía básica de esta unidad) de los productos y de los reactivos involucrados en la reacción química.

Nota: para un elemento el valor de ΔH°f:= 0. Reactivos → Productos

aA + bB → cC + dD

ΔH°r = Σ n ΔH°f (productos) – Σ m ΔH°f (reactivos)

Donde:

• ΔH°r es la entalpía de la reacción (kJ/mol)

• Σ ΔH°f (productos) es la suma de las entalpías estándar de formación de cada uno de

los productos que se forman en la reacción química.

• Σ ΔH°f (reactivos) es la suma de las entalpías estándar de formación de cada uno de

los reactivos que intervienen en la reacción química.

• n y m son los coeficientes estequiométricos de la reacción (cantidad de sustancia de los productos C y D y de los reactivos A y B)

(13)

Ejemplo

Utilizando los valores de entalpías estándar de formación, calcula la entalpía de la reacción (ΔH°r ) de hidrogenación del eteno (C2H4) para dar etano (C2H6). Indica si la reacción química

es exotérmica o endotérmica.

C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6(g)

Datos tomados de las tablas: ΔH°f eteno(g) = +52.35 kJ/mol ΔH°f etano(g) = -84.70 kJ/mol ΔH°f H2 (g) = 0 kJ/mol Solución: Se aplica la ecuación: ΔH°r = Σ nΔH°f (productos) – Σm ΔH°f (reactivos)

ΔH°r = [1 mol x – 84.7 kJ/mol] – [1 mol x 52.3 kJ/mol + 1 mol x 0 kJ/mol]

ΔH°r = - 137 kJ por cada mol de eteno que se hidrogena.

El signo negativo significa que la reacción es exotérmica.

Ejercicios:

9. En una reacción exotérmica se:

A) libera energía térmica y el ΔH del sistema es negativo. B) absorbe energía térmica y el ΔH del sistema es negativo. C) libera energía térmica y el ΔH del sistema es positivo. D) absorbe energía térmica y el ΔH del sistema es positivo. 10. A partir de los siguientes datos:

C2H4(g) ∆H0f = 52.3 kJ/mol

H2O(l) ∆H0f = – 285.9 kJ/mol

C2H5OH(l) ∆H0f = – 277.4 kJ/mol

El ∆H0 de la siguiente reacción C

2H4(g) + H2O(l) → C2H5OH(l) es:

A) – 43.8 kJ B) 43.8 kJ C) – 60.8 kJ D) 60.8 kJ

Cuando no se conocen los valores de las entalpías de formación de productos y reactivos, la entalpía estándar de la reacción (ΔHºr) puede calcularse a partir de las entalpías de enlace

de las sustancias que intervienen en ella.

La entalpía de enlace se define como la cantidad de energía necesaria para romper un mol de enlaces de los reactivos o la energía que se libera cuando se forma un mol de enlaces de los productos.

Para romper un mol de enlaces hay que suministrar energía al sistema [proceso endotérmico, ΔH positivo] y para formarlo hay liberación de energía [proceso exotérmico, ΔH negativo].

Para calcular el ΔH total o de reacción, se suman las entalpías de los enlaces rotos más las entalpías de los enlaces formados.

(14)

Ejemplo:

Para calcular la entalpía de la reacción de hidrogenación del acetileno o etino (C2H2) con el

fin de producir etileno o eteno (C2H4) según la siguiente reacción: catalizador

C2H2(g) + H2(g) → C2H4(g)

1. Se escribe la reacción con fórmulas desarrolladas: catalizador

H - C ≡ C – H + H – H → H – C = C – H | | H H

2. De acuerdo con la tabla de entalpías de enlace, se anotan los enlaces rotos y los formados, con sus valores correspondientes; los rotos con valores de ΔH positivos, porque se requiere suministrar energía para romperlos, y los enlaces formados con valores de ΔH negativos, porque se libera energía al formarse:

Enlaces rotos: ΔH kJ/mol 1 mol de enlaces C ≡ C +835 1 mol de enlaces H – H

Suma +1,271 kJ +436 Enlaces formados ΔH kJ/mol 2 mol de enlaces C– H 2 x– 413 = –826 1 mol de enlace C = C

Suma –1,438 kJ –612

Nota: en este caso no se tomaron en cuenta dos enlaces C-H, ya que se no se rompieron al pasar a los productos

3. La entalpía de la reacción ΔHº r es la suma de las entalpías de los enlaces rotos (ΔH

positiva) más la de los enlaces formados (ΔH negativa). ΔHºr = (+1271kJ) + (–1438kJ) = –167 kJ

Ejercicios

Selecciona el inciso correcto

11. De acuerdo con las siguientes entalpías de enlace, C–H 413 kJ/mol, O=O 494 kJ/mol, C=O 801 kJ/mol, O-H 482 kJ/mol; calcula la energía que se libera al quemar (combustionar) un mol de metano con suficiente oxígeno, según la reacción:

CH

4

(g)

+ 2O

2

(g

) ――→

CO

2

(g)

+ 2H

2

O(l)

.

(15)

12. A partir de los siguientes valores de entalpías de enlace: H-H 435 kJ/mol; Br-Br 193 kJ/mol; H-Br 364 kJ/mol, la entalpía de formación (∆Hºf) de la siguiente reacción:

H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) es:

A) –264 kJ B) +264 kJ C) –100 kJ D) +100 kJ

1.1.6. Termoquímica. Ley de Hess

Esta ley se aplica en caso de que los valores de las entalpías de formación de productos y reactivos (ΔHºf) no se puedan determinar fácilmente por no tener los valores necesarios en

tablas o no se pueda utilizar la entalpía de enlace; el valor de la entalpía de reacción se puede calcular por un método indirecto llamado Ley de Hess.

La Ley de Hess indica que cuando los reactivos se convierten en productos, el cambio de entalpía es el mismo, independiente de que la reacción química se efectué en un paso o una serie de pasos. En otras palabras, se puede separar la reacción química de interés en una serie de reacciones químicas parciales para las cuales se tenga el valor de ΔHºr y de esta

manera calcular ΔHºr para la reacción total; lo que significa que el cambio de entalpía de una

reacción química, la cual podemos llamar “principal”,que es la que se desea conocer, puede obtenerse mediante la suma de los cambios de entalpía de cada una de las reacciones químicas parciales, que se llaman “auxiliares”, en que se pueda dividir la reacción “principal”. Ejemplo:

Se desea obtener la variación de entalpía estándar de la siguiente reacción, a la que llamaremos reacción principal, mediante la Ley de Hess:

2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°r?

A partir de los valores de las entalpías estándar de las siguientes reacciones (a), (b), y (c), (auxiliares) y que se dan como datos del problema

(a) C (grafito) + O2 (g) → CO2(g) ΔH°1r = –393.5 kJ

(b) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH°2r = –286. kJ

(c) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH°3r = –2,598.8 kJ

Para resolver este problema hay que seguir los siguientes pasos

1. Lo primero que se hace es numerar las reacciones auxiliares cuya suma conduce a la reacción problema o principal; por lo general las ecuaciones auxiliares son datos del problema, no las tienes que pensar.

2. En las ecuaciones auxiliares numeradas en el punto anterior, hay que fijarse si los reactivos y los productos aparecen en el mismo lugar que aparecen en la reacción principal; en caso contrario, es necesario pasar los reactivos a la derecha de la flecha de cada reacción y los productos a la izquierda, como aparecen en la reacción principal.

(16)

En caso de cambiar el sentido de una reacción, por así requerirlo en la ecuación principal, el valor de ΔH° r cambiará de signo, por ejemplo, si se tiene esta reacción:

2C2H2(g) + 5O2(g) → 4CO2(g) + 2H2O(l) ΔH°r = –2,598.8 kJ

La reacción inversa será la siguiente:

4CO2(g) + 2H2O(l) → 2C2H2(g) + 5O2(g) ΔH°r = +2,598.8 kJ

3. En caso de necesitar un número diferente de moles en la reacción principal, es posible multiplicar o dividir toda la reacción auxiliar por un número múltiplo o submúltiplo que produzca el número de moles necesarias en la reacción principal, lo cual afecta también el valor de ΔH°r, quedando éste a su vez dividido o multiplicado por dicho número.

4. Una vez teniendo los reactivos y los productos en el sentido que indica la ecuación principal, se hace la suma de las reacciones auxiliares

Resolución:

Observar la ecuación principal y la ecuación (a)

1. Se multiplica la ecuación (a) por 2 para tener 2C en el 1er. miembro de la ecuación: 2(a) 2C(grafito)

+ 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH°1(r) = –787 kJ

Observar la ecuación principal y la ecuación (b)

2. Como es necesario 1 mol de H2 en el primer miembro de la ecuación principal se copia la

ecuación auxiliar (b), puesto que ya tiene 1 mol de H2 en su primer miembro.

(b) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ΔH°2(r) = –286 kJ

Observar la ecuación principal y la ecuación (c)

3. Se invierte y se le saca mitad a la ecuación (c) para tener un mol de C2H2 del lado

derecho

– (c/2) 2CO2(g) + H2O(l) → C2H2(g) + 5/2 O2 (g) ΔH°3(r) = +1,299.4 kJ

(¡Atención! observa que al “ΔH°” del punto 3 se le cambio el signo porque se invirtió el sentido de la reacción, además de que se dividió entre 2)

4. Se hace la suma de las reacciones de los puntos 1,2 y 3 es decir: Sumamos las ecuaciones auxiliares 2(a)+ (b) – (c/2)

2C(grafito) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°r = ΔH°1 + ΔH°2 + ΔH°3 = +226.6 kJ

(17)

Ejercicios

13. Empleando la ley de Hess, comprueba el valor de la entalpía estándar para la siguiente reacción:

C(grafito) + 2H2 (g) → CH4(g) ΔHºr = -75.5kJ

A partir de los datos de ΔHºr para las siguientes reacciones auxiliares:

(a) C(grafito) +O2(g)→CO2(g) ΔHºr1 = -393.5kJ

(b) 2H2 (g) + O2 (g) → 2H2O(l) ΔHºr2 = -572 kJ

(c) CO2 (g) + 2H2O(l) → CH4 (g) + 2O2 (g) ΔHºr3 = +890 kJ

14. Por ley de Hess, calcula la entalpía estándar de la siguiente reacción: 2C(grafito) + O2(g) → 2CO(g)

Valores de las entalpías de reacción de las siguientes reacciones auxiliares: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ΔH°r = –566 kJ

C(grafito) + O2(g) → CO2 (g) ΔH°r = –393.5 kJ

A) –890 kJ B) –221 kJ C) –442 kJ D) +890 kJ

15. A partir de las siguientes reacciones:

½N2(g) + ½O2(g) → NO(g) ∆H0 = +90.37 kJ

½N2(g) + O2(g) → NO2(g) ∆H0 = +33.85 kJ

La entalpía estándar de la reacción NO(g) + ½O2(g) → NO2(g) es:

a) -56.52 kJ B) +56.52 kJ C) +124.22 kJ D) +180.74 kJ 16. A partir de las siguientes reacciones:

S(s) + O2(g) → SO2(g) ∆H0 = -296.9 kJ

S(s) + 3/2O2(g) → SO3(g) ∆H0 = -395.18 kJ

Determina la entalpía estándar de la reacción SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)

(18)

1.1.7. Entropía.

La entropía es generalmente descrita como la medida del desorden de los sistemas, entre más desordenado queda un sistema después de un proceso más entropía tiene y se considera que el proceso fue más natural. En todo proceso de intercambio energético entre sistemas, siempre hay una cantidad de energía que se disipa a los alrededores, haciendo que la eficiencia de dicho proceso disminuya, es decir, es energía no aprovechada; esto ocasiona que el sistema cada vez contenga menos energía útil que pueda intercambiar en algún próximo proceso.

La entropía se representa como S y su variación como ΔS. Al igual que la energía interna (U) y la entalpía (H) es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el J/K o J/mol K.

En este caso si se tienen valores absolutos de entropía estándar (S°) reportados en tablas, por lo tanto en el sistema (que es donde se lleva a cabo la reacción química) podrá calcularse el ΔS° como sigue:

ΔS°sistema = (S° final) – (S° inicial) para una reacción química en particular:

ΔS°sistema = ΣnS°(productos) – ΣmS°(reactivos)

Donde:

n y m son los coeficientes estequiométricos de los productos y reactivos respectivamente. El término entropía se incluye en la segunda ley de la Termodinámica, la cual se enuncia a continuación:

La entropía del universo aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un proceso en equilibrio. Los procesos naturales se llevan a cabo en la dirección de máxima dispersión de la energía (mayor ΔS).

La segunda ley se refiere a la entropía del universo, es decir, a la del sistema en estudio más la de sus alrededores.

ΔS universo = ΔS sistema + ΔS alrededores

Con base en lo anterior se pueden clasificar los procesos como espontáneos y no espontáneos. Un proceso espontáneo es aquel proceso natural que ocurre incontroladamente en un sentido y no en el contrario, por ejemplo, un clavadista siempre se lanza hacia el agua y no al revés. El proceso no espontáneo es el que no ocurre en el sentido en el que está descrito a menos que sea obligado por algún factor externo, con base en el ejemplo anterior, el clavadista tiene que subir las escaleras para volver a estar en la plataforma desde donde se aventó y no lanzándose directo del agua a la plataforma.

Entonces si ΔSuniv > 0 el proceso es espontáneo,

si ΔSuniv = 0 el proceso está en equilibrio y

(19)

Ejemplo

Calcula el cambio de entropía estándar de la siguiente reacción química: H2(g) + ½ O2 (g) ——→ H2O(l)

Solución:

De las tablas de datos termodinámicos a 25°C y 1 atm (condiciones estándar) se obtienen los valores de las entropías absolutas estándar:

S° H2 (g) = 130.7 J/ mol K

S° O2 (g) = 205.1 J/ mol K

S° H2O (l) = 69.9 J/ mol K

Se utiliza la ecuación:

ΔS°sistema = ΣnS°(productos) – ΣmS°(reactivos)

Se aplican los valores, encontrados en las tablas, en la ecuación anterior: ΔS°sistema = 1 mol x S°H2O(l) – [1 mol x S° (H2 (g) + ½ mol x S° (O2 (g)]

ΔS°sistema = (1 mol x 69.9J/mol K – [1 mol x 130.7 J/mol K + ½ mol x 205.1 J/mol K]

ΔS°sistema = -163 J/ K por cada mol de agua líquida formada.

Nota: en este caso no se harán cálculos de entropía de alrededores, y por consecuencia del universo, ya que en el siguiente tema sólo se solicita conocer el

ΔS°

sistema

.

1.1.8. Energía libre y espontaneidad

La energía libre, también llamada de Gibbs, es energía útil de un sistema, en otras palabras es la energía que puede ser intercambiada en un proceso deseado o planeado, por ejemplo en un proceso industrial.

Se representa como G y su variación como ΔG. Al igual que la energía interna (U), entalpía (H) y entropía (S) es una función de estado y es propiedad de un sistema; la unidad recomendada a utilizar es el kJ o kJ/mol.

Por lo anterior y considerando que tampoco se puede tener un valor de G final e inicial, el ΔG en un proceso (reacción química en condiciones estándar) podrá ser calculado por medio de la ecuación:

ΔG°sistema = ΔH°sistema - TΔS°sistema

En donde:

• ΔG°sistema es la variación de la energía libre de Gibbs del sistema.

• ΔH°sistema es la variación de entalpía del sistema.

• T es la temperatura absoluta (298K). • ΔS°sistema es la entropía del universo.

(20)

Criterio de espontaneidad y energía libre de Gibbs

Con el ΔG°sistema se puede predecir sobre la espontaneidad de una reacción química:

- si ΔG°sistema es < 0 el proceso es espontáneo,

- si ΔG°sistema es = 0 el proceso está en equilibrio y

- si ΔG°sistema es > 0 el proceso es no espontáneo.

Nota: El ΔG°sistema también puede calcularse a partir de datos de la energía libre estándar de

formación, (ΔG°f) de una sustancia, la cual se refiere a la reacción de formación de 1 mol de la

sustancia a partir de sus elementos en su forma más estable y en condiciones estándar. Para un elemento el valor es cero. Este tipo de cálculo no se desarrolla en la presente guía ya que el objetivo es calcularla a partir de ΔH°sistema y ΔS°sistema, si deseas conocer más sobre él, consulta la bibliografía

registrada al final de esta unidad.

Ejemplo

Utilizando los valores de las propiedades termodinámicas (ΔH°sistema y ΔS°sisterma) y la

reacción de formación de agua

H2(g) +

½

O

2 H2O(l)

calcula la energía libre de Gibbs de la reacción (ΔG°sistema) y determina si el proceso es

espontáneo o no espontáneo. Resolución

Datos:

ΔH°sistema = -285.8 kJ/mol

ΔS°sistema=-163 J/mol K = -0.163 kJ/mol K

T = 298K (25°C, condiciones estándar) Se utiliza la ecuación:

ΔG°sistema = ΔH°sistema - TΔS°sistema

ΔG°sistema= [1 mol H2O(l) x ΔH°sistema] – [T x ΔS°sistema x 1 mol H2O(l)]

ΔG°sistema= [1 mol H2O(l) x (-285.8 kJ/mol)] – [298 K x (-0.163 kJ/mol K) x 1 mol H2O(l)]

ΔG°sistema= -237.2 kJ

Como ΔG°sistema < 0 es un proceso espontáneo. Ejercicios

17. Selecciona la opción que consideres correcta. Una reacción es espontánea cuando:

A) ∆S0

universo es negativo B) ΔG°sistemaes positivo C) ΔG°sistema= 0

D) ΔG°sistema es negativo

18. Utilizando los valores de las propiedades termodinámicas (ΔH° y S°) y la reacción de descomposición térmica del carbonato de calcio (CaCO3)

CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

determina la energía libre de Gibbs de la reacción (ΔG°sistema) e indica si el proceso es

espontáneo o no espontáneo

Nota: Recuerda que los valores de ΔH° y S° los encuentras en las tablas de propiedades termodinámicas de la bibliografía recomendada.

(21)

1.2. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS

1.2.1 Reacciones de oxidación y reducción

Las reacciones en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.

La oxidación se define como la pérdida de electrones y la reducción como la ganancia de

electrones.

Muchos procesos químicos en nuestro entorno se llevan a cabo mediante este tipo de reacciones, por ejemplo en los acumuladores de los automóviles, en los procesos de combustión, la corrosión, la respiración, sólo por mencionar algunos.

Por ejemplo el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con cloro. 2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

El sodio y el cloro elementales son átomos neutros, es decir contienen el mismo número de protones y electrones, en el caso del sodio 11 y en el del cloro 17; sin embargo al combinarse se transfiere un electrón del sodio al cloro para dar lugar a la formación de iones Na+ y Cl- presentes en el compuesto cloruro de sodio.

Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y

forma un ion sodio con carga 1+ (quedando con 10 electrones); por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro con carga 1-

(quedando con 18 electrones), y por tanto se reduce.

El concepto de número de oxidación (llamado en ocasiones estado de oxidación) permite

saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Para determinar los números de oxidación de los átomos en elementos o compuestos se aplican las siguientes reglas:

Reglas para asignar números de oxidación

1. El número de oxidación de un elemento es siempre cero.

2. Los elementos de los grupos 1, 2 y 13 (antes grupos o familias IA, IIA, y III A) tienen números de oxidación 1+, 2+ y 3+, respectivamente.

3. El número de oxidación del hidrógeno es 1+ excepto en los hidruros donde es 1– 4. El número de oxidación del oxígeno siempre es 2-, excepto en los peróxidos en los

que es 1–

5. Los haluros son sales formadas por halógenos y metales. El halógeno en los haluros tiene número de oxidación 1-.

6. La molécula es eléctricamente neutra, es decir la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que la constituyen es igual a cero.

(22)

Ejemplo

Para determinar el estado de oxidación del azufre en el compuesto SO3,

a) Se analiza primero su fórmula, la cual es SO3 en la que esta presente el oxígeno cuyo

estado de oxidación es 2- (regla 3).

b) La fórmula contiene tres oxígenos por lo que la carga total de estos en la molécula es 6-.

c) La molécula es eléctricamente neutra (regla 6) por lo que el azufre debe tener un estado de oxidación 6+, para que la suma de los estados de oxidación del oxígeno y azufre sea igual a cero.

SO

6+23 -Resumiendo tenemos:

Número de átomos

en la fórmula Número de oxidación Carga total en la fórmula Suma algebraica de cargas

3 oxígenos 2- 6-

0

1 azufre 6+ 6+

Otro ejemplo sería el determinar el número de oxidación del cloro en el perclorato de sodio, NaClO4

a) Se analiza primero su fórmula, la cual es NaClO4 en la que esta presente el oxígeno

cuyo estado de oxidación es 2- (regla 3), también encontramos la presencia del sodio cuyo estado de oxidación es 1+ por encontrase en el grupo 1 (regla 2).

b) La fórmula contiene cuatro oxígenos por lo que la carga total de estos en la molécula es 8-, y en el caso de sodio es 1+.

c) La molécula es eléctricamente neutra (regla 6) por lo que el cloro debe tener un estado de oxidación 7+, para que la suma de los estados de oxidación del oxígeno, sodio y azufre sea igual a cero.

NaClO

1+ 7 4

+ 2

-Resumiendo tenemos: Número de átomos

en la fórmula Número de oxidación Carga total en la fórmula Suma algebraica de cargas

4 oxígenos 2- 8-

0

1 sodio 1+ 1+

1 cloro 7+ 7+

Un oxidante es una sustancia capaz de oxidar a otra. Los elementos que ganan o tienen tendencia a ganar electrones se llaman oxidantes y al hacer esto se reducen a sí mismos. Un reductor es una sustancia capaz de reducir a otra; los elementos que pierden electrones se llaman reductores y al hacerlo se oxidan a sí mismos.

(23)

Ejercicio:

19. Determina el número de oxidación de los átomos señalados en los siguientes compuestos:

A) Cl en el perclorato de potasio KClO4

B) N en el nitrato de cobre II Cu(NO3)2

C) C en el dióxido de carbono CO2

D) Cr en el dicromato de sodio Na2Cr2O7

E) S en el sulfato de cromo III Cr2(SO4)3

20. Cuando un elemento gana electrones, ¿se oxida o se reduce?; ¿es un oxidante o un reductor?

A) Se reduce, es oxidante B) Se oxida, es oxidante C) Se reduce es reductor D) Se oxida, es reductor

Reacciones de oxidación y reducción

Como se mencionó anteriormente, en una reacción de oxidación-reducción ocurre una ganancia y pérdida de electrones por parte de algunos de los átomos de las sustancias involucradas en la reacción.

Entonces una reacción redox se conforma de dos semireacciones: la de oxidación y la de reducción. Ambas se producen simultáneamente. Por ejemplo en la reacción entre el sodio y el cloro para la formación del cloruro de sodio, mientras el sodio se oxida el cloro se reduce.

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

Naº - 1 e- → Na1+ se oxida (semireacción de oxidación)

Clº + 1 e- → Cl1- se reduce (semireacción de reducción)

Balanceo de reacciones por el método de oxido-reducción

Generalmente para llevar a cabo el estudio de algunos fenómenos químicos necesitamos balancear una reacción (cumplir con la ley de la conservación de materia). El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones, por ejemplo para balancear la siguiente reacción:

KClO3 KCl + O2 (reacción no balanceada)

Primero debemos identificar las sustancias que se oxidan y reducen, mediante un análisis de los cambios de números de oxidación.

1+ 5+ 2– 1+ 1– 0

KClO3 KCl + O2

O 2- - 2 e- O0 semireacción de oxidación

(24)

El oxígeno aumenta su número de oxidación de 2- a 0, por lo tanto pierde 2 e– y el cloro

disminuye su número de oxidación de 5+ a 1- , o sea gana 6 e–, por lo tanto el oxígeno se

oxida y el cloro se reduce.

Oxidación, pérdida de electrones en un átomo

5– 4– 3– 2– 1– 0 1+ 2+ 3+ 4+ 5+ 6+ 7+

Reducción, ganancia de electrones en un átomo

Como se dijo anteriormente, el número de electrones involucrados en las reacciones de oxidación y reducción son el mismo, por lo tanto habrá que igualar este número en las semireacciones planteadas, en este caso la semireacción de oxidación se multiplica por tres.

( O 2- - 2 e- O0 ) 3 semireacción de oxidación

Cl5+ + 6 e- Cl 1- semireacción de reducción

Resultando de esta manera:

3 O 2- - 6 e- 3 O0 semireacción de oxidación

Cl5+ + 6 e- Cl 1- semireacción de reducción

Ambas semireacciones se suman resultando:

3 O 2- - 6 e- 3 O0 semireacción de oxidación

Cl5+ + 6 e- Cl 1- semireacción de reducción

___________________________________________________

3 O 2- + 1 Cl5+ 3 O0 + 1 Cl 1- suma de semireacciones

Ahora los coeficientes se sustituyen en las fórmulas de la reacción inicial: 1 KClO3 1 KCl + 3 O2

Como podrás observar, al colocar el coeficiente 3 al oxígeno se duplica su número (6 átomos de oxígeno) por lo que habrá que multiplicar los coeficientes de las otras sustancias por dos, resultando ahora:

(25)

Finalmente la ecuación esta balanceada, lo cual se puede comprobar analizando el número de átomos de cada elemento presentes en reactivos y productos:

2 KClO3 2 KCl + 3 O2

reactivos productos Elementos

presentes Número de átomos en reactivos Número de átomos en productos

K 2 2

Cl 2 2

O 6 6

En muchas reacciones, las fórmulas de los compuestos no involucrados en las semireacciones de oxidación y reducción se deben terminar de balancear algebraicamente.

Nota importante:

Recuerda que las fórmulas de los compuestos no se pueden modificar, lo único que puede variar en una ecuación son los coeficientes.

Ejercicio

21. Balancea las siguientes ecuaciones por el método de oxidación.reducción: A) KMnO4 + FeO → K2O + MnO + Fe2O3

B) H2 + Br2 → HBr

C) FeCl2 + H2O2 + HCl → FeCl3 + H2O

D) Fe + O2 → Fe2O3

E) HNO3 + H2S → H2O + NO + S

F) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

1.2.2. Celdas electroquímicas

Una celda electroquímica está constituida básicamente por dos piezas metálicas, llamadas electrodos, y una disolución que contiene iones, denominada electrólito. Al electrodo positivo se llama ánodo y al negativo se llama cátodo.

Cuando se sumerge una lámina de metal en una disolución que contiene un electrólito, ésta adquiere un potencial químico. El Potencial químico es la capacidad de reaccionar de una especie dada y depende de su constitución química. Se mide tomando como referencia al electrodo de hidrógeno, al que se le confiere por convención un potencial químico de cero. Por convención se acostumbra emplear los valores de potenciales químicos en reacciones de reducción. La reacción de reducción del electrodo de hidrógeno es la siguiente:

2H+ + 2e- → H

2 E = 0.0 V

(26)

Un par redox es un cociente formado por la especie en su forma oxidada entre la especie en forma reducida, por ejemplo Fe2+/Fe0; Fe3+/Fe2+

Todo par redox que tenga mayor tendencia a reducirse que los iones H+ tendrá un potencial

de reducción E > 0 ; consecuentemente el par que tenga menor tendencia a reducirse que los iones H+ tendrá un potencial de reducción E< 0

En la celda electroquímica ocurren simultáneamente dos reacciones características: la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo, cada una de ellas ocurre en un compartimiento separado, se llaman medias celdas o semiceldas y las reacciones que se llevan a cabo en cada una de ellas se llaman semireacciones.

La celda electroquímica puede actuar de dos maneras diferentes:

Como celda voltaica, cuando en la celda se produce una corriente eléctrica o fuerza electromotriz (f.e.m.), debida a la diferencia de potencial eléctrico que existe entre sus dos electrodos, en este caso la reacción es espontánea, ∆Gº pila = > 0, también es

conocida como pila eléctrica. Ejemplos: las pilas comerciales que se utilizan para que funcione un reloj digital, una lámpara sorda, un radio, sin necesidad de conectarlos a la corriente eléctrica.

Como celda electrolítica o galvánica, cuando a la celda se tiene que aplicar una f.e.m. externa para producir cambios químicos, la reacción no es espontánea, ∆Gºpila = < 0,

por ejemplo: en la electrólisis del agua se producen hidrógeno y oxígeno, en la purificación del cobre de una disolución de CuSO4, en la obtención de Al por

electrólisis de la bauxita, en la obtención de sodio a partir de electrólisis del NaCl fundido.

Cuando se conectan varias pilas adosadas lateralmente en serie para aumentar su voltaje se forma una batería

La pila de Daniell es un ejemplo de celda electroquímica.

Voltímetro Cátodo de cobre Ánodo de zinc Tapones de algodón Puente salino e e

Disolución de ZnSO4 Disolución de CuSO4

SO2-4 Zn2+ Cu2+ SO2-4 Cl- K + Pila de Daniell

Consta de 2 semiceldas, una con electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre II y otra con electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de zinc. Están unidas mediante un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda. Entre los electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.

(27)

La representación esquemática de la pila es la siguiente: ÁNODO PUENTE SALINO CÁTODO Zn(s) | ZnSO4(aq) ║ CuSO4 (aq) | Cu(s)

Por convención para escribir la representación esquemática de las pilas, se escribe primero el par de especies que forman el ánodo: Zn(s) | ZnSO4(aq) separadas por una barra vertical |

que indica la separación de la fase sólida del electrodo y líquida del ZnSO4(aq); a continuación

se escribe una doble barra que indica que existe un puente salino ║ y por último las especies del cátodo, con sus fases separadas por una barra vertical, en el orden que aparecen en la celda: CuSO4 (aq) | Cu(s) .

1.2.3 Potenciales estándar de reducción

El potencial estándar de un electrodo es la diferencia de potencial medida en una pila formada por el par de ese electrodo y el electrodo de hidrógeno; sus valores se encuentran en tablas.

Las pilas producen una diferencia de potencial o f.e.m (fuerza electromotriz) que se calcula mediante diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos, según la ecuación:

Eo

pila = Eored. cátodo - Eored. ánodo

En general, podemos decir que para calcular la f.e.m. de una pila se restan los potenciales de las semirreacciones de reducción y de oxidación.

Ejemplos:

a) Calcula el potencial estándar que se obtiene de la celda Mg|Mg2+ || Cu+|Cu, a partir

de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción. Mg2+

(aq) + 2 e- → Mg(s) E0 = -2.37 V

Cu+

(aq) + e-- → Cu (s) E0 = 0.52 V

Eºpila = Eo cátodo - Eo ánodo

Eºpila = 0.52 – (-2.37) = 2.89 V

b)

Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Li|Li+ ||Cu2+|Cu, a

partir de sus valores de potenciales estándar de reducción. Eºpila = Eo cátodo - Eo ánodo

(28)

Ejercicios

22. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Mn | Mn2+ || Fe3+

|Fe2+ a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción.

Mn2+(aq) + 2 e- → Mn(s) E0 = -1.18 V

Fe3+ (aq) + e-- → Fe2+ (s) E0 = 0.77 V

A) 0.41 V B) –1.95 V C) 1.95 V D) –1.59 V

23. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda

Cr| Cr

3+

||Sn

2+

| Sn

a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción:

Cr3+(aq) + 3 e- → Cr(s) E0 = -0.74 V

Sn2+(aq) + 2 e-- → Sn (s) E0 = -0.14 V

A) 0.60 V B) –0.88 V C) 0.88 V D) –0.60 V

24. Calcula el valor del potencial estándar que se obtiene de la celda Cu|Cu2+ || Ag+|Ag

a partir de los siguientes valores de potenciales estándar de reducción Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) E0 = 0.34 V

Ag+ (aq) + e-- → Ag (s) E0 = 0.80 V

A) 1.14 V B) –1.14 V C) 1.48 V D) 0.46 V

Baterias y acumuladores

Las pilas y las baterías son celdas voltaicas generadoras de electricidad, pueden ser de varios tipos según su uso.

Las pilas secas están constituidas por un recipiente de zinc el que funciona como ánodo, y un cátodo formado por una varilla de grafito colocada en el centro de la pila conectada por un lado con el zinc y por el otro con una pasta húmeda de MnO2 sólido, carbón en polvo y NH4Cl

si es ácida; si es alcalina KOH o NaOH. Las pilas alcalinas, tienen mayor duración porque el zinc se oxida lentamente en medio básico. También existen otras pilas alcalinas como las de níquel-cadmio o de de zinc-mercurio que son más compactas y de mayor duración.

Las baterías también llamadas acumuladores, es un dispositivo que almacena energía eléctrica mediante procesos electroquímicos y posteriormente la devuelve; este ciclo puede repetirse muchas veces. Se llama generador eléctrico secundario, porque no puede funcionar sin que se le haya suministrado previamente electricidad mediante un proceso de carga. También se le llama batería porque tiene conectadas varias pilas en serie para aumentar el voltaje suministrado.

(29)

Los acumuladores de plomo empleados en los automóviles están formados por seis celdas iguales que se conectan en serie. Cada celda proporciona 2V, por lo que el conjunto de los 6 elementos en serie producen los 12 V que necesitan los automóviles para funcionar.

1.2.4. Corrosión de metales, un proceso espontáneo

Gran parte del ingreso de cada nación se invierte en reparar las estructuras afectadas por la corrosión: las partes metálicas de los automóviles, las estructuras de los puentes, las tuberías por las que circula el petróleo y el gas natural

La corrosión es un proceso espontáneo de óxido-reducción en el que se forman óxidos, sulfuros, carbonatos, etc., mediante un proceso parecido al que ocurre en el ánodo de las celdas galvánicas.

Para que se produzca la corrosión es necesario que se presenten en el metal sujeto a corrosión una zona anódica que es la que sufre la corrosión, una zona catódica y un electrolito. La corrosión se presenta siempre que exista una buena unión eléctrica entre zonas anódicas y catódicas habiendo una diferencia de potencial entre ambas.

La corrosión afecta a muchos metales, sin embargo, la que más conocemos es la del hierro debido a que hay muchas tuberías y estructuras construidas de este metal, la oxidación del hierro también conocida como herrumbre u orín del hierro es un ejemplo de la corrosión de este metal.

El acero inoxidable es una aleación de hierro, níquel y cromo. No se oxida debido a sus altos contenidos de cromo y de níquel, se forma naturalmente sobre su superficie una finísima película insoluble muy adherente de óxidos de cromo y de níquel que lo protegen de la oxidación, por lo que este acero es muy usado en la industria y la vida diaria. El aluminio y el zinc cuando están expuestos al aire, se protegen de la corrosión recubriéndose de una capa insoluble, finísima y adherente de Al2O3 o de ZnO respectivamente.

Las superficies de cobre se recubren de una pátina protectora de color verde de CuCO3,

debido a la reacción entre el óxido de cobre formado en su superficie con el CO2 atmosférico.

Hay algunos metales que son resistentes a la acción de los medios corrosivos, por ejemplo el oro y el platino, que no se oxidan fácilmente por lo que se les llama metales nobles.

1.2.5 Prevención de la corrosión

La corrosión más frecuente es de naturaleza electroquímica y es el resultado de la formación sobre la superficie metálica de una multitud de zonas anódicas y catódicas debido a tratamientos térmicos o golpes o troquelados en presencia de un medio acuoso, cuando no existe este medio como tal el agua condensada de la atmósfera funge como electrolito que generalmente se presenta en los casos de que el metal no está sumergido o enterrado. Esta corrosión es sumamente peligrosa, no por la pérdida de metal en sí, que suele ser pequeña, sino por tratarse de una corrosión localizada que puede dar origen a picaduras profundas. El proceso de corrosión está favorecido por el contacto de la superficie de los metales con el agua, aire, ácidos, disoluciones salinas. La primera consecuencia es la pérdida del brillo debida a un recubrimiento de óxido que puede ir en aumento hasta la destrucción completa del metal.

(30)

Protección catódica

Para prevenir la corrosión, principalmente en tuberías de hierro, se efectúa la protección catódica, que consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de magnesio o de zinc, que son metales muy activos capaces de formar una pila con el Fe y evitar que éste se oxide, ya que el elemento que se oxida es el magnesio o en su caso, el zinc, por lo que a estos metales se les llama ánodos de sacrificio.

Para evitar la corrosión se emplean tratamientos metálicos como el fosfatizado, galvanizado (recubrimiento de zinc sobre acero), pasivado (tratamiento con una disolución de ácido crómico) o pintado. Cuando se presenta una abolladura o raspadura en una superficie pintada que se fosfatizó previamente, la capa de fosfato formada impide que la corrosión penetre y avance por debajo de la pintura.

Ejercicios:

25. El electrodo en el que se efectúa la oxidación se llama

A) cátodo B) ánodo C) de referencia D) estándar 26. En una misma superficie metálica se origina una corriente eléctrica debido a que una

región del metal que se oxida y otra actúa como

A) cátodo perdiendo electrones y en otra zona el O2 los gana

B) cátodo ganando electrones y en otra zona el O2 los pierde

C) ánodo perdiendo electrones y en otra zona el O2 los gana

D) ánodo ganando electrones y en otra zona el O2 los pierde

27. El aluminio no se corroe debido a que A) el proceso de oxidación es muy lento B) no reacciona con el O2

C) requiere la presencia de un catalizador D) con el O2 forma una capa insoluble de Al2O3

28. El cobre expuesto a la atmósfera forma una capa de color

A) negro de CuO B) verde de CuCO3 C) azul de CuS D) azul de CuSO4

29. El acero inoxidable está protegido contra la corrosión por la formación de una capa de: A) óxido de hierro B) óxido de carbono

C) óxidos de cromo y níquel D) níquel metálico 30. La protección catódica se obtiene cuando se usa un metal

A) más activo como ánodo de sacrificio B) menos activo como cátodo de sacrificio

C) más activo como cátodo de sacrificio D) menos activo como ánodo de sacrificio

Bibliografía

1. Ávila, J., Genescá, J. (2002) Más allá de la herrumbre. La ciencia para todos, 3ª ed., Ed. Fondo de Cultura Económica, México.

2. Chang, R. (2003) Química, 7ma. Ed., Ed. Mc Graw Hill, México.

3. Hein.M., Arena, S. (2001) Fundamentos de química, 10 ed., Ed. Thompson, México. 4. Kotz, J., Treichel, P. (2003) Química y reactividad química, 5ª ed., Ed. Thomson, México.

5. Phillips, J., Strozak, V. (2001) Química conceptos y aplicaciones, Ed. Mc Graw Hill, México. 6. Rosales, G., E. (2005) Química para bachillerato 1, Ed. Limusa, México.

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Cuestionario de autoevaluación

UNIDAD I. LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Cuando en un sistema se lleva a cabo un proceso de expansión y enfriamiento, los signos de q y w son respectivamente:

A) (+), (-) B) (-), (-) C) (+), (+) D) (-), (+) 2. Una reacción endotérmica hace que la energía interna de un sistema: A) no cambie B) disminuya C) se equilibre D) aumente 3. El ∆H° de una reacción de combustión siempre es:

A) positivo B) endotérmico C) negativo D) cero 4. El valor de ΔH° para la siguiente reacción, utilizando entalpía de enlace,

H2(g) + F2(g) → 2HF(g) es:

A) -538 kJ B) +538 kJ C) -1714 kJ D) +1714 kJ 5. Para la reacción de combustión del etano (C2H6)

C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2 (g) + 3H2O (l)

El cambio de entalpía estándar (ΔH°r), el cambio de la energía libre estándar (ΔG °r) y el

tipo de reacción (espontánea y no espontánea) y (exotérmica o endotérmica) son respectivamente:

A) -1560 kJ, +1533.3 kJ, reacción espontánea y endotérmica

B) +1560 kJ, +1467.5 kJ, reacción no espontánea, reacción endotérmica C) -1560 kJ, -1533.3 kJ reacción espontánea, reacción exotérmica D) -1560 kJ, -1467.5 kJ, reacción espontánea, reacción exotérmica

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UNIDAD 1 LA ENERGÍA Y LAS REACCIONES QUÍMICAS

Respuestas a los ejercicios

1. D 2. C 3. B 4. C 5. A 6. B 7. C 8. D 9. A 10. A 11. A 12. C 13. (-393.5 kJ) + (-572 kJ) + (+890 kJ) = -75.5 kJ 14. B 15. A

16. A

17. D 18. ∆G°sistema = +130.2 kJ, reacción no espontánea

19. a) Cl7+ b) N5+ c)C4+ d)Cr6+ e)S6+ 20. A 21. a) 2,10,1,2,5 b) 1,1,2 c) 2,1,2,2,2 d) 4,3,2 e) 2,3,4,2,3 f) 2,10,8,2,1,5,8 22. C 23. A 24. D 25. A 26. C 27. D 28. A 29. C 30. A Respuesta a la autoevaluación 1. B 2. D 3. C 4. A 5. D

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SEGUNDA UNIDAD

RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN

En esta unidad se estudian, desde un punto de vista diferente, la naturaleza las reacciones, esta perspectiva se refiere, por un lado, a la rapidez con que se llevan a cabo dichas reacciones y de los factores que pueden afectarla, y por otro, el equilibrio químico que sucede en las reacciones reversibles. Por ejemplo, hay algunas reacciones que deben tardar mucho para realizarse, como es el caso de la descomposición de alimentos y si no llega a ser así el hombre se encarga de que se retarde lo más posible adicionando sustancias que cumplen tal objetivo. Algunas otras reacciones, por cuestiones económicas, deben ser lo más rápidas posibles; por ejemplo las que suceden en algunos procesos industriales, ya que se requiere tener productos a la venta en el menor tiempo con la mayor de las ganancias. El estudio del tema de equilibrio químico aporta las bases necesarias para entender la ionización que sucede en el agua y sus disoluciones con ácidos y bases, para al final comprender el concepto de pH.

Las reacciones químicas

del tipo y se pueden explicar con reversibles el tiempo la Teoría de las colisiones y en el que cambian llegan al la cinética química las concentraciones equilibrio químico rapidez de las reacciones es decir, estudia la los estudia de donde la y los un ejemplo son las reacciones

ácido-base que afectan factores

Kc

reactivos y productos

donde se

calculan se analizan con

indica

de

la cual se afecta por: la abundancia el principio de Le Chateler Concentración de H+ y pH - la concentración - la temperatura - la superficie de contacto - los catalizadores

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SEGUNDA UNIDAD

RAPIDEZ Y EQUILIBRIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

PROPÓSITOS

1. Adquirir el concepto de rapidez de reacción

2. Identificar los principales factores que determinan la rapidez de una reacción 3. Reconocer el significado de equilibrio químico y relacionarlo con la tendencia de

los reactivos a convertirse en productos

4. Identificar las diferencias entre ácidos y bases fuertes y débiles, con base en su grado de disociación

5. Determinar experimentalmente el pH de diversas disoluciones y relacionarlo con su carácter ácido, básico o neutro.

2.1. RAPIDEZ DE LA REACCIÓN QUÍMICA

2.1.1. Concepto de rapidez de reacción.

La rapidez de reacción química se define como el cambio de concentración de una sustancia, ya sea del reactivo o producto, por unidad de tiempo, es decir, se considera el tiempo necesario para que el reactivo se convierta en producto. La cinética química es una parte de la química que se encarga de estudiar la rapidez con la que ocurren las reacciones químicas, así como de los factores que afectan dicha rapidez.

2.1.2. Explicar la teoría de las colisiones.

Para comprender desde el punto de vista submicroscópico, cómo es que una reacción se lleva a cabo, es importante basarse en lo que se conoce como Teoría de colisiones, en ella se considera a las partículas, ya sean átomos, moléculas o iones, como pequeñas esferas sólidas moviéndose de manera totalmente aleatoria. Además, esta teoría, contempla que deben cumplirse tres condiciones para que las reacciones ocurran:

1. Las moléculas, átomos o iones de los reactivos deben chocar entre sí.

2. Los choques entre las moléculas, átomos o iones deben de ser con suficiente energía.

3. Para que exista un reordenamiento en los átomos de las moléculas, átomos o iones de los reactivos, estos deben chocar con una orientación determinada (orientación correcta) para así formar un “complejo activado”, consecuencia de lo que se conoce como “estado de transición”, que es un paso previo a la obtención de los productos.

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Estas condiciones se pueden explicar en el siguiente análisis de la reacción entre el hidrógeno (H2) y el Yodo (I2), ambas sustancias gaseosas:

H

2

(g) + I

2

(g)  2HI (g)

En primer lugar las moléculas de ambas sustancias chocan entre sí, pero deben hacerlo de manera efectiva, es decir con la suficiente energía y orientación correcta para que la reacción pueda llevarse a cabo.

Observa en la siguiente figura como en el caso (a) el choque entre el hidrógeno y el yodo es

efectivo, consecuentemente se pudo obtener yoduro de hidrógeno como el producto de la reacción química. En el caso (b) sucedió lo contrario ya que el choque no es efectivo y por lo

tanto no hay reacción. En los recuadros centrales se representa el “estado de transición” donde se forma el complejo activado que finalmente da lugar al reordenamiento de los átomos (los productos).

Figura 1. Representación de las colisiones efectivas y no efectivas en la reacción química entre el hidrógeno y el yodo. (Tomada de: www.colegioheidelberg.com/deps/fisicaquimica/...)

2.1.3. Energía de activación.

Siguiendo con el ejemplo anterior, para que la reacción entre el hidrógeno y el yodo ocurra adecuadamente es necesario que contengan la energía mínima necesaria, semejante a una barrera energética, que requieren para transformarse en yoduro de hidrógeno. Esta energía mínima necesaria para que los reactivos se transformen en productos, por medio de choques efectivos (con orientaciones correctas), recibe el nombre de energía de activación, Ea.

2.1.4. Perfil de energía.

En una gráfica de energía vs tiempo en que ocurre una reacción química, la energía de activación (Ea) es la diferencia de valores de energía de los reactivos y de la máxima energía (la parte más alta del diagrama) que se requiere para que los átomos de las moléculas sean reordenados. Este reordenamiento se presenta en el estado de transición donde se forma el complejo activado, en el cual los enlaces entre los átomos de las moléculas de los reactivos se rompen para formar nuevos enlaces, se forman nuevas moléculas que constituyen a los productos de la reacción.

Referencias

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