CLASE Nº 2. ELECTROQUÍMICA

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GUÍA PEDAGÓGICA PARA EDUCACIÓN MEDIA GENERAL (CONTINGENCIA POR EL COVID-19)

Área de formación: Química Año Escolar: 2020-2021

Docente: Andrea Medina Lapso: III

Tema generador: Relación entre la química y la electricidad. Fecha: 21/05/21

Tejidos temáticos:

Electroquímica: conducción eléctrica.

Proceso de oxidación y reducción: celdas galvánicas, electrólisis, balanceo de ecuaciones químicas por el método de valencia y método de ion-electrón.

Energía calórica y cambios de estado: sistemas, unidades de energía calórica y calor específico.

Entalpía: entalpía de enlace y Ley de Hess. Entropía.

Año:

Secciones:

4to

A, B, C y D

INSTRUCCIONES: La presente guía pedagógica tiene como finalidad proporcionar los referentes teórico-prácticos para avanzar en el tema generador: Relación entre la química y la electricidad, correspondiente al III Lapso del año escolar 2020-2021, el cual se trabajará de manera virtual a través de la plataforma debido a la contingencia por el COVID-19. En consecución con lo anterior, lea detenidamente el siguiente texto.

OBJETIVO: Reconocer el balanceo de ecuaciones por óxido reducción, determinar la energía calórica, entalpía y entropía de un sistema.

CLASE Nº 2. ELECTROQUÍMICA

Es la parte de la química que estudia la conversión de energía eléctrica en química. La corriente eléctrica es la energía transportada a través de la materia mediante la conducción de cargas eléctricas. Los transportadores de la energía eléctrica son los electrones y la carga depende directamente del número de electrones, uno de ellos tiene 1,6x10−19 Coulombios, mientras más electrones se desplacen mayor es la carga.

Conducción Eléctrica. En el caso de una solución, los transportadores de la cargar son los iones generados por el soluto electrolítico, cationes (+) y aniones (-) que se mueven libremente a través del solvente. La conducción de la electricidad sería muy elevada de no

existir lo que se denomina resistencia, que consiste en una oposición al paso de la corriente, y que produce una disminución de la conductividad.

PROCESO DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

El proceso de oxidación se define como la pérdida de electrones por parte de un átomo y su proceso contrario es la reducción, en la cual el elemento gana electrones. La carga asumida por el elemento dependerá del número de electrones ganados o perdidos. Ej.: Na → 𝑁𝑎+1 + 1e-, indica que perdió 1 electrón.

Para determinar el estado de oxidación o valencia de un elemento en específico en un compuesto químico, se plantea una ecuación matemática de 1er grado, igualando las sumas de las cargas a cero y tomando en cuenta que las cargas de los elementos que poseen una sola valencia se descifran fácilmente y en los elementos metálicos ubicados al lado izquierdo de la tabla esta valencia es

¿SABÍAS QUÉ?...

La unidad de intensidad de corriente es el Amper (A) que corresponde al flujo de electrones que transportan una cada 1 Coulombio, que pasa en el tiempo de un segundo en un punto determinado

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positiva; mientras que en los elementos negativos ubicados al lado derecho de la tabla, se considera negativa. Ej.: NaClO2 → Na: +1; Cl: X; O: -2

1(+1) + X + 2(-2)=0 +1 + X + 4 = 0 X= 4 – 1= + 3

En esta ecuación matemática se multiplican las cargas por el subíndice o cantidad del elemento en el compuesto y luego se despeja la X pasando ambas expresiones al otro lado del igual; los valores (+) pasan a ser (–) y los valores (–) pasan a ser (+).

Celdas Galvánicas. Una celda galvánica es un dispositivo que produce un flujo de electrones a partir de una reacción química espontánea de óxido-reducción. La transferencia ocurre entre dos semiceldas: una produce electrones con un proceso de oxidación (ánodo) y la otra los recibe a través d un proceso de reducción (cátodo); por lo tanto, el número de electrones generados en la oxidación debe ser igual al número de electrones consumidos en la reducción.

Ej.: Un mol de Zinc genera dos moles de electrones (e-) que los utiliza del ion cúprico (𝐶𝑢+2) para convertirse en un mol de cobre metálico (Cu).

Proceso de oxidación: Zn(s) → 𝑍𝑛+2 + 2e- Proceso de reducción: 𝐶𝑢+2 + 2e- → Cu(s)

Reacción Química Completa: Zn(s) + 𝐶𝑢+2 _{→ 𝑍𝑛}+2_{+ Cu(s)}

Electrólisis. Es el proceso mediante el cual se produce una transformación química utilizando una corriente eléctrica. En una celda electrolítica, los iones positivos (cationes) se moverán hacia el cátodo (-), mientras que los iones negativos (aniones) se moverán hacia el ánodo (+).

Uno de los usos más conocidos es en pilas secas como las usadas por radios, televisores y juguetes; la pila alcalina que produce mayor cantidad de corriente y la pila de mercurio que es usada en relojes eléctricos, audífonos, fotómetros. Otro también conocido es la batería de plomo, utilizada en automóviles; así como los baños de plata y oro en joyería. También para separar el hidrogeno y el cloro en su estado gaseoso, se comprimen, secan y purifican para almacenarlos en bombonas para su comercialización en la industria de la salud.

Balanceo de ecuaciones químicas de óxido – reducción. Balancear una ecuación significa igual el número de átomos que se encuentran a ambos lados de la ecuación, reaccionantes y productos. Al hacerlo se cumple con la ley de la conservación de la masa; la reacción química donde se produce la transferencia de electrones se denomina óxido-reducción o redox (abreviado). Para balancearlas existen dos métodos:

1. Método del número de valencia o estado de oxidación. Es imprescindible determinar el número de oxidación de cada elemento, antes y después del proceso; además de:

 El número de oxidación de cualquier elemento que se encuentre libre, sin combinarse, será cero (𝐹𝑒0, 𝐶𝑢0, 𝑍𝑛0).

 El número de oxidación de un ion simple, es igual a la carga que presenta (𝐹𝑒+2_{: estado de} oxidación igual a 2).

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 El número de oxidación del hidrógeno (H2) es +1, excepto en los hidruros; en los cuales trabaja con -1. Ej.: NaH → Na: +1; H:-1.

 El número de oxidación del oxígeno (O2) es -2, excepto en los peróxidos en los cuales es -1. Ej.: H2O2 H: +1; O: -1.

 La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos presentes en un compuesto es igual a cero. Ej.: HNO3 → H= +1; N= X; O= -2

1(+1) + X + 3(-2) = 0 +1 + X + 6 = 0 X= 6 – 1= +5

 La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos presentes en un ion, es igual a la carga neta que presenta. Ej.: 𝑺𝑶𝟑 −𝟐 → S: X; O: -2

X +3(-2)= -2 X + (-6)= -2 X= -2 + 6= +4

EJERCICIO 1: Balancee la reacción química: P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

I. Se determina el número de oxidación de todos los elementos de la reacción.

P + HNO3+ H2O→ H3PO4 + NO 0 ;+1+X-2(3)=0;+1-2 →+1(3)+X-2(4)=0; +2-2

+1+X-6=0 +3+X-8=0 X= 6 – 1= 5 X= 8 – 3 = 5 II. Se identifica aquellos elementos que

cambian el número de oxidación durante la reacción.

Fósforo (P) 0 → +5 Nitrógeno (N)+5 → +2 III. Se determina los elementos que se

oxidan (pierden electrones) y los que se reducen (ganan electrones) y la cantidad de electrones involucrados.

P: perdió 5 e- (se oxidó). N: gano 3 e- (se redujo). IV. Se invierten las cantidades de los

electrones, quedando los electrones perdidos como coeficiente del elemento que se reduce y los electrones ganados como coeficiente del elemento que se oxida.

3P + 5HNO3 + H2O → 3H3PO4 + 5NO

V. Se revisa el balanceo de todos los elementos y si es necesario se completa con tanteo de coeficientes.

Elemento Reactivos Productos

P N H O 3 5 7 16 3 5 9 17

Como sólo hacen falta 2 de hidrógeno y 1 de oxígeno, basta con agregar un coeficiente 2 para tener dos moléculas de agua que completen el balanceo.

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Página web: https://uecolegiolavilladelosninos.info VI. Como se completó con tanteo se

escribe la ecuación nuevamente, ya balanceada.

3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO

2. Método del Ion Electrón. En este método se considera al electrón como un ion negativo que se utiliza para igualar las cargas eléctricas en la ecuación, las moléculas de agua y los iones de hidrógeno que se producen en una disociación están presente en el medio de la reacción, para balancear las ecuaciones representativas del proceso.

EJERCICIO 2: Balancee la siguiente ecuación: 𝐂𝐫𝟐𝐎𝟕−𝟐+ 𝐒𝐎𝟑−𝟐→ 𝑪𝒓+𝟑 + 𝐒𝐎𝟒−𝟐 I. La reacción se subdivide en dos, la de oxidación y la de reducción. Cr2O7−2→ 𝐶𝑟+3 SO3 −2_{→ SO} 4−2

II. Se ajusta la masa en cada una, el oxígeno se iguala añadiendo moléculas de agua y el hidrógeno se iguala añadiendo iones de hidrógeno (H+)donde sea conveniente. Cualquier otro elemento se equilibra colocando coeficientes. Cr2O7−2→ 𝐶𝑟+3 + 7H2O 14𝐻+ + Cr2O7−2→ 𝐶𝑟+3 + 7H2O 14𝐻+_{+ Cr}₂_O₇−2_{→ 2𝐶𝑟}+3_{+ 7H}₂_O H2O + SO3−2→ SO4−2 H2O + SO3−2→ SO4−2 + 2𝐻+

III. Se ajustan las cargas eléctricas de cada reacción añadiendo electrones (cargas negativas).

14𝐻+ + Cr2O7−2→ 2𝐶𝑟+3 + 7H2O 14(+1) + 1(-2) →2(+3) + 7(0)

+12 → +6

Se añaden 6 electrones en el lado izquierdo. -6 + +12 → +6 6e-+ 14𝐻+ + Cr2O7−2→ 2𝐶𝑟+3 + 7H2O H2O + SO3−2→ SO4−2 + 2𝐻+ 1(0) + 1(-2) → 1(-2) + 2(+1) -2 → 0

Se añaden 2 electrones en el lado derecho.

-2 → 0 + -2

H2O + SO3−2→ SO4−2 + 2𝐻++ 2e- IV. Se igualan los electrones

transferidos. En {este caso se multiplica la ecuación con menor número de electrones, ya que son 2, para igualar se deberá multiplicar por 3; está multiplicación altera toda la reacción.

6e- + 14𝐻++ Cr2O7−2→ 2𝐶𝑟+3 + 7H2O

H2O + SO3−2→ SO4−2 + 2𝐻++ 2e- Se multiplica por 3

3H2O + 3SO3−2→ 3SO4−2 + 6𝐻++ 6e-

V. Se suman

algebraicamente ambas reacciones.

6e- +14(8)𝐻+_{+ Cr}₂_O₇−2_{→ 2𝐶𝑟}+3_{+ 7(4)H}₂_O 3H2O + 3SO3−2→3SO4−2 +6𝐻++6e-

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Página web: https://uecolegiolavilladelosninos.info ENERGÍA CALÓRICA Y CAMBIOS DE ESTADO

La energía es capacidad de trabajo. Cualquier proceso físico o químico que tenga lugar en la naturaleza se realiza con el intercambio de energía a través de su transformación en las diferentes expresiones: eléctrica, mecánica, cinética, nuclear, química, entre otras.

Existe un balance entre el contenido energético de los materiales entre el estado inicial y final.

Sistemas. La termoquímica es la parte de la química que se encarga del estudio de todo lo relacionado con la energía térmica, su transferencia y transformación, para esto se debe entender que un sistema es una porción del universo delimitada con el propósito de estudiarlo; no hay límites en cuando al tamaño y la forma de un sistema, se conocen 3 tipos de sistemas:

a) Abierto: sucede intercambio de energía y materia Ej.: un ser vivo.

b) Cerrado: sucede intercambio de energía, pero no de materia. Ej.: el flujo eléctrico.

c) Aislado: no hay intercambio ni de energía ni de materia. Ej.: un electrodoméstico cerrado y desenchufado.

Unidades de energía calórica. Una de las unidades corresponde a la caloría, la cual es la cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura de un gramo de agua de 14.5°C a 15,5°C; también se utiliza la unidad del Joule (J) que se refiere a la energía necesaria para ejercer una fuerza de 1 Newton en la sustancia de 1 metro; o también, la energía necesaria para trasladar una masa de 1 Kg con una aceleración de 1 metro sobre segundo cuadrado, una distancia de 1 metro.

1 caloría= 4,184 J 1 J= 1 Newton x 1 m 1J = 1 Kg x 𝑚2 x 𝑠2 Se utiliza el prefijo “kilo” para cualquiera de estas unidades, de modo que: 1 Kilocaloría (Kcal) y 1 Kilojoule (KJ).

Relación entre la fase sólida, líquida y gaseosa. Físicamente, la materia se puede presentar en tres formas: sólida (poco movimiento y mayor orden en las partículas componentes, bajo en energía, con forma y volumen definidos), líquida (un poco más de movimiento y menor orden, su contenido energético es medio, de volumen constante y adoptan la forma de los recipientes que las contienen) y gaseosa (partículas dispersar, sin orden alguno, de forma y volumen no definidos). En la naturaleza hay varios procesos que permiten el paso de un material por los 3 estados físicos, esto s son: evaporación (la materia pasa del estado líquido al gaseoso), sublimación (la materia pasa del estado gaseoso al sólido o viceversa, sin pasar por el estado líquido), fusión (la materia pasa del estado sólido al líquido), condensación (la materia pasa del estado gaseoso al líquido) y solidificación (la materia pasa del estado líquido al sólido).

Calor específico. Es una propiedad característica de la materia y el calor necesario para elevar la temperatura de un gramo de sustancia a un grado centígrado adicional. Para expresar la cantidad de materia se utiliza el mol. Se calcula considerando la siguiente reacción:

Q= m x Ce x ∆T ∆T= T2 – T1 Q= Calor absorbido por el sistema.

T2= Temperatura final.

m= masa.

Ce= Calor específico.

¿SABÍAS QUÉ?...

El calor es una de las tantas formas de energía

y la primera Ley de la termodinámica establece

que la energía no se crea ni se destruye, sólo

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Ej.: ¿Cuál será la temperatura final (T2) de 100g (m) de H2O que se encontraban a 90°C (T1) y cedió 500 calorías (Q) para calentar a otro material? Calor específico del material (Ce): 1cal/g.°C I. Datos.

T2= ? m= 100g T1= 90°C

Q= -500 (como cedió queda negativo)

Ce= 1cal/g.°C II. Calcula la variación de

temperatura (∆T), a partir del calor cedido (Q).

Q= m x Ce x ∆T → ∆T= 𝑸 𝒎𝒙𝑪𝒆=

−𝟓𝟎𝟎 𝒄𝒂𝒍𝒐𝒓𝒊𝒂𝒔

(𝟏𝟎𝟎𝒈)(𝟏𝐜𝐚𝐥/𝐠.°𝐂)= -5°C III. Calcula la temperatura final

(T2) a partir de ∆T. ∆T= T2 – T1 → T2= ∆T - T1= -5°C +90°C= 85°C

ENTALPÍA (H)

Es el contenido calórico de una especie química. La ganancia o pérdida de la energía calórica que se da en un proceso se relaciona con el contenido energético de las especies químicas, antes y después del cambio. Para un sistema termodinámico la variación de entalpía (∆H) es una magnitud extensiva, es decir, proporcional a la cantidad de sustancia que se produce. Su valor se obtiene con la diferencia de las entalpias contenidas en los productos y reactantes. Sus unidades son J/mol o cal/mol y la expresión general corresponde a:

∆H= Hproductos - Hreactantes

Entalpía de enlace. Se define como la cantidad de energía que hay que suministrar a un par de átomos para romper la interacción química presente entre ellos. Su valor es característico para cada tipo de unión. Existe una relación fundamental entre las entalpias y el tipo de reacción, si los enlaces que se rompen son débiles y se forman fuertes, la reacción es exotérmica; por el contrario, si se rompen enlaces fuertes y se forman débiles, se trata de una reacción endotérmica.

Ley de Hess. Esta ley establece que el calor producido o absorbido (∆H) en cualquier cambio químico es el mismo, tanto si se realiza en un solo paso como si se realiza en varios, puesto que la variación total depende de las propiedades iniciales y finales de los materiales involucrados.

EJERCICIO 3: Calcule la entalpía de formación del acetileno (C2H2) conociendo las entalpías de las siguientes reacciones químicas:

(1) C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H= -393,5KJ (2) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H= -285,8KJ (3) C2H2 (g) + 5/2O2(g) → 2CO2(g) + H2O(l) ∆H= -1299,8KJ 2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H= ?

Cada reacción enumerada debe estar balanceada, las letras entre paréntesis significan el estado en que se encuentran las especies, “s” sólido, “l” líquido y “g” gaseoso. La última reacción es la guía para saber que se debe realizar en cada una de las reacciones enumeradas.

I. Se requieren 2 moles de C(s) en los reactantes. La (1) es la única con C(s) y se debe multiplicar x2. 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H= (2)-393,5KJ= -787 KJ II. Se requiere 1 mol de Hidrógeno en los reactantes. La ecuación (2) lo contiene, se copia igual. H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) ∆H= -285,8KJ

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Página web: https://uecolegiolavilladelosninos.info III. Es necesario 1

mol de acetileno en la zona de los productos.

La ecuación (3) lo tiene, pero en los reactantes, por lo cual se

invierte la ecuación y se cambia el signo de la entalpía.

2CO2(g) + H2O(l) → C2H2 (g) + 5/2O2(g) ∆H= +1299,8KJ IV. Se suman algebraicamente las ecuaciones y las entalpías. 2C(s) + 2O2(g) → 2CO2(g) ∆H= -787 KJ H2(g) + ½O2(g) → H2O(l) ∆H= -285,8KJ 2CO2(g) + H2O(l) → C2H2 (g) + 5/2O2(g) ∆H= +1299,8KJ 2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ∆H= 227 KJ Una reacción se llama exotérmica si su entalpía de reacción es negativa (es decir, si el sistema cede calor) y endotérmica si su entalpía es positiva (es decir, si el sistema absorbe calor). En este caso, el resultado es una reacción endotérmica.

ENTROPÍA (s)

Es una medida del grado de orden o desorden de las partículas que constituyen una sustancia. En cualquier sustancia la entropía aumenta a medida que aumenta la temperatura y la masa y disminuye la presión y el movimiento de las partículas. La variación de la entropía viene dada por la siguiente expresión:

∆s= 𝑸 𝐓𝟐

Q= Calor absorbido por el sistema. T2= Temperatura final (°K).

EJERCICIO 4: Calcule la cantidad de energía calórica (Q) necesaria para calentar 20g (m) de Fe desde 25°C (T1) hasta 80°C (T2); determine además la variación de la entropía. La constante de calor específico (Ce) del hierro es 0,45J/g.°C.

I. Datos. Q= ? m= 20g T1= 25°C T2= 80°C ∆s= ? Ce= 0,45J/g.°C. II. Calcula la variación de temperatura (∆T) _{∆T= T}2 – T1= 80°C - 25°C= 55°C

III. Calcula la energía calórica (Q) Q= m x Ce x ∆T = (20g)( 0,45J/g.°C)( 55°C)= 495J IV. Conversión de la temperatura final (T2)

de °C a °K. T2= 80°C + 273°K= 353°K

V. Determina la variación de entropía (∆s)

∆s= 𝑄 T2= 495J 353 °K= 1,402J/°K ENLACES DE INTERÉS: Enlace

PARA LA PRÓXIMA CLASE: Superación Pedagógica

Fecha prevista: 04/06/21 Notas III momento. Fecha prevista: 14/06/21

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