Química: I) Serie de actividad de los Metales: En la naturaleza la mayoría de los metales se encuentran combinados ya que al contacto con el oxígeno y la humedad del aire, además además del agua agua del suelo suelo dan lugar lugar a sus sus corres correspon pondien dientes tes óxido óxidos, s, hidróx hidróxido idoss y carbonatos. Solo los metales menos reactivos, llamados metales nobles, como el oro, platino y la plata pueden encontrarse libre en estado natural, de acuerdo a estos los metales se han clasificado según su capacidad de reacción, es decir, su reactividad frente a diferentes sustancias como lo son el oxígeno, agua, ácidos y bases, y se ha establecido una tabla comparativa, comparativa, llamada llamada Serie de actividad donde se comparan, aquí los metales que encabezan la serie son los mas reactivos, como el potasio y el Sodio y los que ocupan los últimos lugares son los menos reactivos, como el oro, platino y plata, es decir, se han clasificado en orden de reactividad decreciente. Potasio, Potasio, sodio, calcio, magnesio, magnesio, aluminio, aluminio, zinc, fierro, plomo, mercurio, mercurio, cobre, plata, platino y oro. Muchas propiedades de los elementos están determinadas principalmente por el número y organización organización de los electrones en sus átomos. La característica característica de los metales es que sus átomos tienden a perder sus electrones de valencia, entonces los metales que se oxidan con más facilidad que otros son más reactivos, es decir, seden electrones sin dificultad, por lo tanto la serie de actividad resume las tendencias relativas de los metales a liberar electrones en contacto con el agua.
De la energía química a la eléctrica: Una batería es un generador químico de energía eléctrica, el cual utiliza la energía de una reacción redox para producir una corriente eléctrica. Es posible aprovechar las distintas tendencias de los metales para perder electrones para obtener energía eléctrica, esto se hace construyendo una celda electroquímica o Pila, en la que los electrones fluyen espontáneamente a través de un alambre que conecta a dos metales diferentes. Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera tal que al producirse la reacción espontánea los electrones que son trasferidos desde un agente reductor hacia el agente oxidante lo hacen por un circuito o externo, así se genera una corriente eléctrica. Para mantener en contacto las disoluciones donde se encuentran los metales y completar el circuito se emplea un puente salino, que es un tubo de vidrio doblado en forma de U y que contiene un electrolito fuerte que no reacciona ni con disoluciones ni tampoco con los metales, así que los electrones van a fluir a través de un alambre y los iones de ambas disoluciones acuosas fluyen de un compartimiento a otro para mantener la carga neta igual a cero. La celda celda elec electro troqu quím ímic icaa cons consta ta tamb tambié ién n de un circu circuito ito eléct eléctric rico o exte exterio riorr con con un voltímetro que mide el potencial eléctrico. A la superficie donde ocurren las reacciones de oxidación y reducción se les denomina electrodos; donde ocurre la oxidación se le denomina Ánodo y donde ocurre la reducción es el Cátodo.
Potencial electroquímico: Las reacciones Redox ocurren espontáneamente cuando hay una transferencia de electrones desde un agente reductor a otro oxidante.
En la reacción directa el zinc actúa como reductor, en cambio en la indirecta lo hace como oxidante. Una reacción redox sólo se produce si los dos reductores y los dos oxidantes difieren en su fuerza como reductores y oxidantes. Las fuerzas relativas de oxidan oxidantes tes y reduct reductores ores pueden pueden ser ordenadas ordenadas y se miden miden median mediante te el potenc potencial ial de reducción Estándar. Para trabajar en el área de la electroquímica se comparan los potenciales en celdas electroquímicas, y se a convenido designar el electrodo de Hidrógeno como “Estándar” de referencia, asignándole el valor de cero. Así todos los potenciales de las demás semirreacciones se comparan con la semirreación del electrodo de Hidrogeno, por lo cual es posible predecir su comportamiento. Los potenciales de reducción dan una base cuantitativa que permite saber ante cual es el oxidante más fuerte y en que dirección se produce la reacción redox:
Semirreación
Potencial de Reducción
Li + electrón -----> Li Ca +2 + 2 electrones------> Ca Mg+2 + 2 electrones -----> Mg Zn+2 + 2 electrones ----> Zn Fe+2 + 2 electrones -----> Fe 2H+ + 2 electrones ------> H2 Cu+2 + 2 electrones -----> Cu Ag+ + electrón ----> Ag O2 + 4H+ + 4 electrones ----> 2H2O Cl2+ + 2 electrones -----> 2 ClF2 + 2 electrones -----> 2F-
- 3.05 -2.76 -2.37 -0.76 -0.44 0 +0.34 +0.80 +1.23 +1.36 +2.87
+
Como se construye una celda electroquímica? Una celda electroquímica se construye a través de dos conductores llamados electrodos, cada uno sumergido en una disolución que contiene electrolitos fuertes que se conectan entre si a través de un puente salino. De esta forma los electrones electrones no reacciones con la disolución ni con el metal si no que los electrones fluyen a través de un alambre que conecta ambos compartimientos y así los iones de amabas disoluciones viajan de un compartimiento a otro para mantener carga neta igual a cero.
Qué es el potencial de reducción estándar? Son las fuerzas relativas ordenadas y medidas de los oxidantes y reductores, siendo el H el referente. Estos dan una base cuantitativa para saber cual es el oxidante mas fuerte y en que dirección se produce la reacción.
Si el calcio y el Aluminio entran en competencia para reaccionar con el oxígeno cual de ellos formara primero el oxido? El calcio porque posee una capacidad de reacción mas grande con respeto al Aluminio, dandole así mayor poder para reaccionar con las diferentes sustancias del medio en este caso oxígeno que permite que reaccione primero.
Que es lo que causa la diferencia en la reactividad de los metales? Lo que causa la diferencia en la reactividad de los metales es que hay metales que tienden a perder más electrones y mas fácilmente que otro tipo de metales, siendo estos mas reactivos que los que ceden menos electrones, dado a que al ceder electrones de valencia valencia se oxidan oxidan con mas facilidad, facilidad, dado a que absorben absorben mas sustancias sustancias que el resto de los metales que reaccionan menos.
Como se genera energía eléctrica mediante reacciones redox? Esto se produce a través de una celda electroquímica, y se sintetiza en que estas son diseñadas de tal manera que al producirse las reacciones espontáneas necesarias para que los electrones sean transferidos de un agente reductor a un agente oxidante, lo realicen a través de un conducto o circuito externo lo que genera la corriente eléctrica O sea utiliza reacciones de oxidación y reducción para generar energía eléctrica.
Que tiene que ver el pontecial eléctrico con la serie de reactividades? El potencial electroquímica y la serie de reactividad están muy relacionados dado a que los dos trabajan con el valor de reducción reducción o de reacción de los metales además que los compar comparaa y saca saca conclu conclusio siones nes acerca de la oxida oxidació ción n y reducc reducción ión de estos. estos. Ambos Ambos estudian a los metales y a su comportamiento.
Por que los metales se encuentran combinados en el medio ambiente? Se encuentran combinados dado a que la mayoría de los metales en la naturaleza al tomar contacto con O, humedad del aire y agua forman óxidos, carbonatos e hidróxidos. Dado a que la mayoría reacciona de alguna manera con nuestro medio ambiente.
Cálculos de Entalpía de reacción a partir de la entalpía de Formación: La variación de entalpía corresponde en una reacción a:
∆Hr = Σ∆H productos – Σ∆H reactivos Las entalpías de formación corresponden a la formación de 1 mol de sustancia por la cual al ser la entalpía una magnitud extensiva cuando en la ecuación estequiométrica los coeficientes que intervienen en la reacción sean distintos a 1, es necesario multiplicar las entalpías de formación por dichos coeficientes de manera que la entalpía de reacción se exprese:
∆Hr = Σnp ∆Hp – Σnr ∆Hr - Calcular calor-reacción de los siguientes procesos: CH4 + 4CuO(s) -----------> CO2(g) + 2H2O(l) + 4Cu(s) Σ∆Hp: -393.3 + 2*-258.8 + 4*0 = -964.73 Σ∆Hr: -74.9 + 4*-155 = -694.9 ∆Hr: -964.73 – (-694.9) -269.83 [kj/mol]
R.Exotérmica
Entalpía de Enlace: A veces no se conoce las entalpías de formación de determinados compue compuesto stoss o especie especiess y en otros otros casos casos aparece aparecen n valore valoress negativ negativos os muy grandes. grandes. Debido a esto se utiliza la energía de enlace o entalpía de enlace que se define como el flujo de calor que tiene lugar cuando se rompe un mol de enlace en estado gaseoso a presión constante. Este concepto de energía de enlace ayuda a entender porque algunas reacciones son exotérmicas y otras endotérmicas, ya que los enlaces de las moléculas de los productos son más fuertes fuertes que los enlaces enlaces de las molécu moléculas las reaccio reaccionan nantes, tes, la reacció reacción n será será exotérmica. En forma general la variación de entalpía es:
∆H reacción = Σ enlaces rotos – Σ enlaces formados
- Calcular la entalpía: H2 (g) + Cl2 -----> 2HCl (g) Σ enlaces rotos Σ enl enlac aces es form formad ados os
: H-H + Cl-Cl = 436 + 244 = : 2* 2* H-C H-Cll = 860
680
∆Hr: 680-860 -180 [kj/mol] R.Exotérmica
Esta ley está referida a la actividad de las entalpías de reacción, corresponde corresponde a la suma algebra algebraica ica de reaccio reacciones nes quími químicas cas que permite permiten n predec predecir ir de manera manera indirec indirecta ta una reacción: El carbono elemental existe en dos formas distintas, como diamante y grafito. A condiciones normales el grafito es más estable por lo cual el diamante se transforma en grafito. ¿Cuál es la ∆H de la siguiente reacción? C diamante -------> C grafito ∆H=? 1.- C diamante + O 2 (g) -----------> CO2 (g) ∆H = -395.4 [kj/mol] 2.- C grafito + O 2 (g) -------------> CO2 (g) ∆H = -393.5 [kj/mol]
C diamante + O2(g) -----------> CO2 ∆H = -395.4 + CO2(g) ---------> C grafito + O2 ∆H=393.5
LEY DE HESS
