APUNTES DEL MES 1 Y MES 2Integrantes:

Gallardo García Selena, Martínez Martínez Mario Axel, Osorio Cortes Bilma, Salvador Urbina Ivette Jocelyn, Zurita Domingo Cristina.

631, TEMAS SELECTOS DE QUIMICA 222/03/2012

Desde la antigüedad los ácidos y las bases adquirieron gran importancia debido a

su enorme utilidad y actualmente se han encontrado nuevas y trascendentes aplicaciones.

En la medicina, por ejemplo, el ácido fólico ayuda a la formación de glóbulos rojos y la producción del ADN, por lo que es recomendable que lo ingieran las mujeres antes y durante el embarazo para prevenir ciertas anomalías congénitas.

En el caso de las bases o hidróxidos, como ejemplo tenemos, el NaOH (hidróxido de sodio) conocido como “sosa caústica” que se emplea para fabricar jabones, rayón, papel, explosivos y tinturas. También interviene en el procesamiento de textiles de algodón, lavanderías y blanqueados, revestidos de óxidos, galvanoplastia y extracción electrolítica. Se encuentra comúnmente en los limpiadores de desagüe y hornos.

La palabra ácido proviene del latín acidus que significa agrio y tiene relación evidente con su sabor característico.

El vocablo base, proviene del griego basis que significa: fundamento del compuesto salino. El nombre base está relacionado con los primeros experimentos en los cuales se calentaban las sales hasta obtener su calcinación. Asimismo, el nombre de álcalis proviene del vocablo árabe alqali que significa cenizas e indica la antigua fuente de su obtención

En general los ácidos y las bases tienen características opuestas cuando se neutralizan, cuando ambas sustancias reaccionan entre sí. Las características se muestran en la siguiente tabla 1:

1. 1. Características generales de los ácidos y las bases.

Tabla 1: características de los ácidos y las bases

Ácidos BasesNeutralizan los efectos de las sustancias alcalinas.

Son capaces de neutralizar a los ácidos.

Tiñen de rojo el tornasol azul. Tiñen de azul el papel tornasol rojo.Tienen sabor agrio. Tienen sabor amargo.Reaccionan con algunos metales, liberando H2 al combinarse. Ejemplo:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

No liberan gas, otorgan al tacto una sensación jabonosa, son resbaladizas.

Son generalmente corrosivos. Son generalmente corrosivos.Reaccionan con las bases produciendo sales.

Reaccionan con las bases produciendo sales.

1.1.1 Teoría de Arrhenius

Svante Arrhenius (1859 – 1927) fue un químico sueco, que consideraba en su teoría, que los electrolitos existen en el agua como partículas cargadas eléctricamente (iones) y que una disolución de tales iones deberán contener igual número de iones positivos y negativos

Aunque los ácidos y las bases eran conocidos como tales desde hace muchos años y sus características generales estaban bien determinadas, aun no se había logrado explicar la razón de su comportamiento peculiar. El mérito de Arrhenius consiste en ser el primer científico en conocer la naturaleza fundamental de los ácidos y las bases.

A partir de sus experimentos con electrolíticos, postuló que:

Los ácidos producen iones hidrógeno (H+) en disolución acuosa. Las bases, en condiciones similares, producen iones hidróxido u oxhidrilos (OH-).En la neutralización, es la combinación de iones H+ más OH- que producen agua H2O

Es decir los ácidos son sustancias de tipo HX que al disolverse en H2O liberan iones. Los ácidos de Arrhenius son los siguientes, y se explican de la siguiente manera por mencionar algunos:

Ácido sulfúrico H2SO4 (ácido acumulador)

Ácido muriático HNO3 (que se utiliza para quitar el sarro de los baños y otros lugares)

Ácido carbónico H2CO3 (que encontramos en las bebidas gaseosas, como los refrescos)

Ácido clorhídrico HCl Ácido bórico HBr Ácido fráncico HFr Ácido fosfórico H3PO4

H2SO4 H

2O 2H+ + SO4

2-

HCl H2O H+ + Cl-

H2CO3 H2O 2H+ + CO3 2-

Cabe señalar que las tres sustancias mencionadas anteriormente presentan enlaces covalentes y que la producción de iones hidrógeno y aniones respectivos se deben a la acción del agua, que es una sustancia polar. Asimismo el ácido carbónico no se ioniza completamente, por lo que se establece un equilibrio entre los iones hidrógenos, lo que se expresa mediante la escritura de doble flecha.

En el caso de las bases:

el hidróxido de sodio NaOH el hidróxido de calcio Ca(OH)2 y el hidróxido de aluminio Al(OH)3 ,por mencionar algunos,

Cuando se disuelven en agua producen iones hidroxilo u oxhidrilo (OH-) y se reconocen como bases de Arrhenius.

NaOH H2O Na+ + OH-

Ca(OH)2 H2O Ca+2 + 2OH-

Al(OH)3 H2O Al+3 + 3OH-

1.1.2 reacciones de neutralización

Las reacciones de disoluciones acuosas de un ácido y de una base para formar una sal y agua se llama reacciones de neutralización. Este tipo de reacción requiere que ambas sustancias se mezclen en producciones cuidadosamente medidas, cuya cantidad se conoce al analizar la ecuación química. Como resultado de la reacción de neutralización desaparecen tanto el sabor agrio del

ácido como el tacto jabonoso de la base y el producto tiene un sabor salado puesto que es una disolución acuosa de sal.

Un ejemplo cásico de neutralización se efectúa entre el ácido clorhídrico y el hidróxido de sodio. Los productos de la reacción son cloruro de sodio (la sal por excelencia) y agua.

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Lo importante es conocer que cuando la reacciones de neutralización se verifica entre un ácido y una base fuerte, lo más probable es que la reacción se vea favorecida en los productos, y se obtenga sal y agua, tal como sucede en el ejemplo que acabamos de considerar. Sin embargo, si el ácido o la base, o ambos, son débiles, lo más seguro es que la neutralización no se lleve acabo totalmente sino solo en forma parcial. Al final quedará una buena parte de los reactivos originales y una pequeña porción de sal.

Actividad individual

Escribe la formula de los siguientes reactivos y balancéalas:

ácido fosfórico + hidróxido de calcio

2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6H20

ácido clórico + hidróxido de estroncio

2HClO3 + Sr(OH)2 → Sr(ClO3)2 + 2H20

ácido sulfúrico + hidróxido de aluminio.

3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H20

Ácido bórico + hidróxido de zinc.

2H3BO3 + 3Zn(OH)2 → Zn3(BO3)2+ 6H20

Ácido clorhídrico + hidróxido de cobre (III)

3HCl + Cu(OH)3 → CuCl3+ 3H2O

Completa las reacciones de neutralización, e identificas las bases, los ácidos y la sales:

H2CO3 + Al(OH)3 3H2CO3 + 2 Al (OH)3 → Al2 (CO3)3 + 6H20

Ácidos Bases Sal aguaHNO3+ Cu(OH)2

2HNO3 + Cu (OH)2 → Cu (NO3)2 + 2H20

Ácidos Bases Sal agua

H3BO3 + Sr(OH)2

2H3BO3 + 3Sr (OH)2 → Sr3 (BO3)2 + 6H20

Ácidos Bases Sal agua

H2SO4 + Pb(OH)4

4H2SO4 + 2Pb (OH)4 → Pb2 (SO4)4 + 8H20

Ácidos Bases Sal agua

TEORÍA DE BRÖNSTED-LOWRY

La teoría de Brönsted describe el comportamiento de ácidos y bases. El químico danés N. Brönsted y el químico británico Thomas Lowry propusieron, cada uno de forma independiente, una teoría que mejora la teoría de Arrhenius, debido a que esta última se limita a las disoluciones acuosas y se han encontrado reacciones acido-base que se verifican en fase gaseosa o en solventes distintos al agua. La definición de Brönsted sostiene que:

Acido: es cualquier especie química que puede donar un protón (H+), es decir, un átomo de hidrogeno sin su electrón.

HClO3 H3O+ + ClO3

Base: una especie química capaz de aceptar un protón

H2O + NH3 NH + OH

Neutralización: la combinación de un ácido y una base para formar sal más agua. Ejemplo:

2 HCl + Ca (OH) 2 CaCl2 + 2 H2O

Algunos ejemplos de ácidos y bases de Brönsted-Lowry

ACIDOS BASESHCl Ca(OH)2

HClO3 OH−

H3O+ Cl-

Para que una sustancia actué como acido de Brönsted-Lowry es necesario que el hidrogeno este unido a un átomo más electronegativo que él, también para que una sustancia actué como base de Brönsted-Lowry es indispensable que posea un par de electrones no compartidos con el cual puede establecerse el enlace covalente con el protón .

Ejemplo:

NH3 + HCl = NH4 Cl

Se puede observar que al efectuarse el proceso, el protón del cloruro de hidrogeno se une mediante enlace covalente con el par el electrones no compartido del amoniaco.

PAR CONJUGADO ACIDO-BASE

Un par conjugado acido-base difiere tan solo en la presencia de un protón. Todo acido tiene base conjugada que se forma quitando un protón al ácido y análogamente, toda base tiene un ácido conjugado que se forma añadiéndole un protón a la base. Como ejemplo tenemos al ácido sulfúrico (H2S) le quitamos un protón, obtenemos su base conjugada: HS-. Así mismo si al ion cianuro (CN-) que se comporta como una base, le añadimos un protón, obtendremos el ácido conjugado: HCN.

HCl (g) + H2O (l) H3O+ (ac) + Cl- (ac)

En esta reacción el cloruro de hidrogeno es un ácido y el agua, una base. En el proceso, el ion hidrogeno proveniente del cloruro de hidrogeno se ha hidratado para formar el ion poliatómico denominando hidronio (H3O+).este ion se considera como la hidratación del protón desprendido por la molécula acida. Existe fuerte evidencia de que el ion hidrogeno rara vez se encuentra libre como H+. El protón es fuertemente atraído por los electrones de las moléculas de agua que lo circulan, formándose así, de manera inmediata, el hidronio. La reacción opuesta:

H3O+ (ac) + Cl- (ac) HCl (g) + H2O (l)

El ion hidronio funge como acido de Brönsted-Lowry al donar un protón al ion cloruro, que a su vez actúa como una base de Brönsted-Lowry al aceptar un protón. Al donar su protón, el ion hidronio produjo una base: al agua. Mientras que el ion cloruro al aceptar el protón, dio paso a la formación de cloruro de hidrogeno, un ácido. Este tipo de combinaciones se les denomina par conjugado acido-base.

Se puede generalizar este concepto para diversas sustancias si usamos el símbolo (HA) para el donador de protones disueltos, y el símbolo A- para representar al anión.

FUERZA DE LOS ÁCIDOS Y DE LAS BASES

Al igual que otros electrolitos los ácidos y las bases también pueden ser fuertes o débiles. Un ácido fuerte (HA) es aquel que cede H+ con facilidad y en disolución está totalmente disociado:

HA H+ + A-

Ejemplo: Cuando el ácido sulfúrico se disuelve en agua, se disocia completamente, convirtiéndose un ácido fuerte:

H2SO4 2H+ + SO4-2

Un ácido débil (Ha) cede sus H+ con dificultad y se disocia muy poco en disolución. Una manera de indicar este fenómeno es la inclusión de la doble flecha en la reacción.

Ha H+ + a-

Un ejemplo de ácido débil es el ácido acético que se disocia muy levemente:

HC2 H3 O2 H+ + C2H3O2

Una base fuerte (B) es aquel que acepta los H+ con facilidad y, en presencia de una cantidad suficiente de ellos, capta todos los protones que requiere:

B + H+ BH+

Una base débil (b) acepta con mucha dificultad los H+ y recibe, por la misma razón, menos protones que la base fuerte:

b + H + bH+

Cuando un ácido fuerte esta disociado por completo, su base conjugada no acepta protones con facilidad, se comporta entonces como una base débil. A la inversa, un ácido débil tendrá, como contraparte, una base fuerte que acepta protones con facilidad.

CONSTANTE DE IONIZACIÓN

Ionización de un ácido o una base: un ácido puede ceder su protón a una molécula de agua, ionizándose. La ionización de una base se puede producir por captación de un protón de una molécula de agua. Los equilibrio de ionización de un ácido o una base quedan caracterizados mediante una constante de equilibrio llamada constante de ionización acida o básica (Ka y Kb).

Disociación de un ácido débil en medio acuoso:

HA(ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + A-

(ac)

La expresión para la constante de disociación acida:

Ka= (H+) (A+) / (HA)

La magnitud de Ka indica la tendencia del ácido a ionizarse en agua, de tal suerte que mientras más grande sea su valor, tanto más fuerte será el ácido.

Para bases débiles también se puede expresar una constante de disociación básica. Ejemplo:

BOH B+ + OH-

Kb= (B+) (OH-) / (BOH) s/d

CONCENTRACIÓN DE IONES HIDRONIO Y PH.

pH: término que indica la concentración de iones hidrógeno en una disolución. Se trata de una medida de la acidez de la disolución.

El término se define como el logaritmo de la concentración de iones H+ (protones) cambiado de signo: pH = -log [H3O], donde [H+] es la concentración de iones H+ en moles por litro. Debido a que los iones H+ se asocian con las moléculas de agua para formar iones hidronio, (H3O+), el pH también se expresa a menudo en términos de concentración de iones hidronio.

El valor del pH se puede medir de forma precisa mediante un potenciómetro, también conocido como pH-metro, un instrumento que mide la diferencia de potencial entre dos electrodos: un electrodo de referencia (generalmente de plata/cloruro de plata) y un electrodo de vidrio que es sensible al ion de hidrógeno.

También se puede medir de forma aproximada el pH de una disolución empleando indicadores, ácidos o bases débiles que presentan diferente color según el pH. Generalmente se emplea papel indicador, que se trata de papel impregnado de una mezcla de indicadores cualitativos para la determinación del pH. El papel de litmus o papel tornasol es el indicador mejor conocido. Otros indicadores usuales son la fenolftaleína y el naranja de metilo.

Así mismo para calcular la concentración de iones hidronio se utiliza la siguiente expresión:

H3O= antilog – pH

CONCENTRACIÓN DE IONES HIDROXILO Y pOH

El pOH se define como el logaritmo negativo en base 10 de la actividad de los aniones hidróxilo , o también en términos de concentración de éstos, expresado como:El pOH = -log [OH-]La escala de pH comienza en 0 y termina en 14; la escala de pOH es inversa, cuando pH =0, pOH =14cuando pH=14, pOH=0, y cuando pH = 7, pOH =7.

Si [H+] > 10^-7, el pH < 7 y la solución es ácida.Si [H+] = 10^-7, el pH es = 7 y la solución es neutraSi [H+] < 10^-7, el pH > 7 y la solución es básica.

ENTONCES:

pH + pOH = 14

Ejemplo de cálculo de pH

  * Si tenemos que calcular el pH de una disolución cuya concentración de [H3O^+], es de 2.95 x 10^-4 M:[H3O^+] = 2.95 x 10^-4 M  → pH = -log (2.95 . 10^-4 ) = 3.53  * Si la concentración [OH^-] es de 2.73 x 10^-3 M, el pH se será:[OH^-] =  2.73 x 10^-3 M → pOH = -log [OH^-] = -log (2.73 x 10^-3 ) = 2.56  * Sabemos que pH + POH = 14, por lo cual:pH= 14 – pOH = 14 – 2.56 = 11.44

Ejemplo de cálculo de pOH En un experimento con una bebida energetizante, se obtuvo que presenta una concentración de iones oxidrilos [OH] de 2X10^-6, obtener su pOH correspondiente:

pH = - log [H3O]

[OH] [H3O] = 1X10^-14[H3O] = 1X10^-14 / [OH][H3O] = 1X10^-14 / 2X10^-6[H3O] = 5X10^-9

pOH = - log [H3O]pOH = -log [5X10^-9]pOH = 8.3

ESCALA DE PH

Indicadores ácido-base.- Un indicador químico es un ácido o base débil cuya forma disociada tiene diferente color que la forma sin disociar, ello es debido a que están formados por sistemas resonantes aromáticos, que pueden modificar la distribución de carga según la forma que adopten. Esta alteración por el desplazamiento hacia una forma más o menos disociada, hace que la absorción energética del sistema se modifique y con ello el color. Algunos de ellos son los que aparecen en la siguiente tabla:

TEORIA DE LEWIS

Conocido por su enlace covalente, sustenta una teoría nueva de ácidos y bases que no se concreta en la participación del protón si no que sostiene una teoría de enlace covalente, se enfoca en la trasferencia de electrones.

Lewis define;

*Ácidos como un aceptador de un par de electrones.

*Base como un donante de par de electrones

Ejemplo:

BF3 + NH3 BF3: NH3

Representación en la estructura de Lewis

:F: H :F: B :N: H

:F: HEl BF es capaz de albergar un par de electrones en el acido de Lewis

Logra un gran avance porque se aplica en disoluciones y reacciones donde no participan hidrogeno y oxígenos. Una de las ventajas del concepto de Lewis es que identifican como ácidos a ciertas sustancias que no contienen hidrogeno y que tienen la misma función que los ácidos comunes que contienen hidrógenos.

Como ejemplo:

So3 + O² SO4²Acido base

UNIDAD 2 REACCIONES DE

OXIDO-REDUCCIÓN

REACCIONES DE OXIDACION- REDUCCION Y SU REALIZACION EN EL AMBIENTE, LOS SERES VIVOS Y LA INDUSTRIA

Las reacciones de oxidación – reducción, de oxido-reducción, o redox, se les suele denominar, se desarrollan comúnmente a nuestro alrededor. La mayor parte de ellas se utiliza para generar trabajo o calor y su presencia incide en procesos biológicos que sostienen la vida.

Las reacciones de óxido-reducción nos ayudara a comprender su importancia y la manera en que el ser humano las utiliza actualmente para una gran variedad.

La presencia de las reacciones de óxido-reducción en el ambiente, los seres vivos y la industria. ¿A que llamamos reacciones de oxidación-reducción? Las reacciones de óxido-reducción son aquellas que implican cambios en los estados de oxidación de los reactivos.

Los compuestos iónicos, las reacciones de oxidación-reducción implican la transferencia de electrones. El elemento o compuesto que gana electrones sufre una reducción, mientras mientras que aquel elemento o compuesto que pierde electrones, una oxidación.

Es frecuente que las reacciones redox se estudien considerando por separado los procesos de oxidación y de reducción. Cuando asi se hace, a cada una de las expresiones se les denomina semiecuaciones o medias ecuaciones, que para nuestro ejemplo, son las siguientes:

2Na(s) ------ 2Na+ +2e- (semiecuación de oxidación)

Cl2(g) + 2e- -------- 2 Cl- (semiecuación de reducción)

Las cantidades de electrones ganados y perdidos en una reacción química deben

ser iguales.

¿Cómo se efectúa el fenómeno de oxidación-reducción en los compuestos covalentes? En los compuestos covalentes no se da a una cesión de electrones de un átomo a otro, sino que son compartidos entre ellos. Si los átomos son de la misma electronegatividad enlace covalente no polar, el par de electrones de enlace se sitúa exactamente entre ellos.

Si la electronegatividad de los átomos participantes es diferente –enlace covalente polar-, se formaran cargas parciales o dipolos (S) que indican hacia donde se desplaza la nube electrónica.

El dipolo negativo (s-) se establece en el extremo de la molécula donde se ubica el átomo más electronegativo.

Cuando se produce una reacción redox en la que participan moléculas covalentes no hay una transferencia de electrones, si no más bien una transferencia de densidad electrónica. Por ejemplo cuando reacciona una molécula de hidrogeno gaseoso (H2) con otra de Bromo (Br2) para formar bromuro de hidrogeno:

H2(g) + Br2(g) ------ 2HBr(g)

NUMERO DE OXIDACIÓN

Se puede definir como la carga “aparente” que adquiere un elemento cuando forma parte de un compuesto. El termino “aparente” indica que la carga se le asigna al elemento no es estrictamente real.

Un método para asignar el número de oxidación consiste en utilizar las estructuras de Lewis, la cual los electrones enlazantes se asignan al átomo mas electronegativo y se aplica la formula siguiente:

OXa = Va – Ya

Donde:

OX es el número de oxidación

Va, los electrones de valencia

Ya, los electrones asignados al átomo en la estructura de Lewis.

En primera instancia, la estructura de Lewis y asignaremos los electrones de enlace al átomo mas electronegativo (el bromo):

H Br

El átomo de bromo posee 7 electrones de valencia y de acuerdo a la estructura de Lewis se le han asignado en total 8 electrones, por lo que aplicando la formula tenemos:

OXBr = 7- 8 = -1

El hidrogeno posee 1 electrón de valencia y como no le ha tocado ningún electrón en la estructura de Lewis, tenemos:

OXH = 1 – 0 = +1

Ahora podemos escribir la formula como si fuese un compuesto iónico e indicar los números de oxidación:

H1+ Br1-

¿Cuál de los dos elementos se ha oxidado y cual se ha reducido? Como su nombre lo indica, el número de oxidación disminuye, que es lo que sucede para el bromo, que pasa de 0 a 1- . el hidrogeno se ha oxidado y su numero de oxidación crece de 0 a 1+.

Este método es de mucha utilidad cuando se aplica a los compuestos orgánicos. Un ejemplo considerando el ácido acético (HC2H3O2).

H O

H – C – C – O - H

H

Asignamos los electrones al átomo más electronegativo:

H O

H C C O H

H

Ya se puede calcular el número de oxidación para cada uno de los dos carbonos:

OXCa = 4 – 7 = - 3

OXCb = 4 – 3 = +1

Para los atomos de oxigeno (en ambos casos):

OXO = 6 – 8 = - 2

Para cada uno de los átomos de hidrógeno:

OXH = 1 – 0 = +1

Así pues, nuestra representación del ácido acético con sus números de oxidación es la siguiente:

H O

H – C – C – O – H

H

REGLAS PÁRA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

El número de oxidación de un elemento libre (Zn, H2, N2, etc.) es cero.El número de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto en los hidruros metálicos donde es 1-.El número de oxidación del oxigeno es 2-, excepto en los peróxidos que es 1-. Con el flúor actúa con número de oxidación 2+.El número de oxidación de los metales en los compuestos es igual a su valencia iónica: alcalinos 1+, alcalinotérreos 2+, etcétera.El número de oxidación de un ion es igual a su carga.La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a cero.

Por ejemplo, para conocer el número de oxidación del N en el compuesto HNO3 tenemos:

Colocamos el número de oxidación del H, que de acuerdo a las reglas es 1+ y para el O es 2-.H1-NO2-

3

Ya que tenemos 3 oxígenos, la carga total es de 6 – (simplemente multiplica 3 x 2- ) y la del hidrógeno quedaría en 1+.

1+ 6 -

1+ 2-

HNO3

Puesto que la regla dice que “la suma algebraica de los números de oxidación de todos átomos de un compuesto es igual a cero”, entonces:

1+5+6- = 0

1+ 2-

HNO3

Por lo tanto, el número de oxidación del N en el compuesto es 5+.

AJUSTE DE LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN- REDUCCIÓN

¿Cómo se ajustan las reacciones de óxido-reducción? En los casos mas sencillos puede aplicarse el método de balanceo por inspección o, como acostumbra llamársele, de tanteo. Por ejemplo para balancear la ecuación que representa la ecuación entre el azufre y el oxígeno , no se requiere hacer ninguna operación absoluto porque al examinarla encontramos que la cantidad de átomos en los reactivos es equivalente al de los átomos en productos:

0 0 4+2-

S + O2 --- SO2

Para ajustar la ecuación siguiente se tiene cierta dificultad porque al equilibrar alguno, los demás se desajustan y aunque puede llegarse a la solución con esfuerzo y concentración, lo mejor es encontrar un método más adecuado.

HNO3(ac) + ½ H2S (ac) ----- NO(g) + ½ S(s) + H2O

El primer metodo que explicaremos es el del cambio del número de oxidación. Consideremos, para ejemplificar el método, la ecuación siguiente:

ReCI3 + SbCl4 +SbCl5

Determinamos los números de oxidación de todos y cada uno de los elementos que intervienen en la reacción:

Re5+Cl1-5 + Sb3Cl1- ----- Re4+Cl1-

4 + Sb5+Cl1-5

Con esta informacion podemos detectar los elementos que sufren una oxidación o una reducción:

Re5+Cl5 + Sb3+Cl3 ---- Re4+Cl4 + Sb5+Cl5

El reino se reduce (de 5+ a 4+, una disminución de 1) y el antimonio de oxida (de 3+ a 5+,un aumento de 2).

Colocamos los coeficientes para que la disminución y el aumento total de los números de oxidación sean iguales. Para ello hacemos la siguiente consideración, el mínimo común múltiplo de 1 y 2, es 2, por lo que anotamos un coeficiente 2 en el reino y un coeficiente 1 (que no se anota) en el antimonio:

2ReCl5 + SbCl3 ---- 2ReCl4 + SbCl5

El balanceo se concluye asignando los coeficientes necesarios para que se cumpla la ley de la conservación de la masa y todos y cada uno de los átomos estén en igual cantidad a ambos lados de la ecuación.

Este método de cambio en el número de oxidación puede aplicarse a las ecuaciones iónicas netas, en las cuales se anotan exclusivamente los iones participantes en la reacción más no los iones espectadores.

Solución de un ejemplo:

Fe2+ H+ + ClO3 ---- Fe3+ + Cl1- + H2O

En el ión clorato, el cloro tiene número de oxidación 5+ y pasa a 1-,se ha reducido debido a la ganancia de 6 electrones; el hierro se oxidó de 2+ a 3+ y ganó un electrón.

El minimo común múltiplo para 1 y 6 es 6, por lo que asiganamos este número al hierro y el número 1 al cloro:

6Fe2+ + H+ + ClO3 ---- 6Fe3+ + Cl- + H2O

Nos resta ajustar los átomos de oxígeno y los de hidrógeno. Para equilibrar los átomos de oxigeno, que son 3 en los reactivos, anotamos un 3 en el agua, tenemos ahora 6 átomos de hidrógeno en los productos y si colocamos un 6 en el ion hidrógeno la ecuación e balancea.

6Fe2+ + 6H1+ + ClO3- ----- 6Fe3+ + Cl- + 3H2O

La ecuación se encuentra balanceada, si revisamos a detalle cada elemento.

MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Otro método para balancear ecuaciones redox es el denominado del ión electrón, que se utiliza semiecuaciones: una para el elemento que se oxida y otra para el que se reduce. La ecuación final se obtiene al combinar las ecuaciones parciales de tal forma que el número de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados.

En este método se utilizan dos procedimientos ligeramente diferentes para balancear ecuaciones en solución ácida y en solución alcalina.

APLICACIÓN DEL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN CUANDO LAS REACCIONES SE DESARROLLA EN DISOLUCIÓN ÁCIDA

Consideremos la ecuación iónica neta:

ClO3- + I- ------ Cl- + I2

Escribiremos dos medias ecuaciones, una para la especie química que se oxida y la otra para la que se reduce y a continuación asignamos los coeficientes necesarios para ajustar las cantidades de los atomos principales en este ejemplo, el cloro y el yodo.

ClO3- ____ Cl-

2I- ____ I2

Para equilibrar los atomos de hidrogeno y oxigeno, como la reacción se desarrolla en disolución acida, esta permitido agregar H2O e H+ donde sea necesario, y como por cada molecula de agua que se añada en uno de los miembros de la ecuación deben agregarse dos H+ en el otro lado, asi:

6H+ + ClO3- ------ Cl- + 3H2O

2I- ------ I2

APLICACIÓN DEL METODO DE IÓN-ELECTRÓN CUANDO LA REACCIÓN SE DESARROLLA EN DISOLUCIÓN ALCALINA (básica)

El método que acabamos de revisar sufre algunas modificaciones cuando la reacción de oxidación-reducción se lleva a cabo en una solución alcalina. Veamos un ejemplo para ilustrar su aplicación:

Zn + HgO ---- ZnO22- + Hg

Escribimos las medias ecuaciones:Zn --- ZnO2

2-

HgO--- Hg

A continuación, en la primera semiecuación agregaremos 4 iones OH- a los reactivos y 2 moléculas de H2O a los productos. Consecuentemente, en la segunda media reacción, añadiremos 2 iones OH- a los productos y 1 molécula de H2O a los reactivos:Zn + 4OH- ---- ZnO2

2- + 2H2OH2O + HgO ---- Hg + 2OH-

LAS REACCIONES-REDUCCIÓN EN EL AMBIENTE

El proceso de formación del ozono es un ejemplo de reacción redox ya que por efecto de la luz ultravioleta se rompe molécula de oxígeno para dar lugar a dos radicales libres:

O2(g) + luz ultravioleta O1-(g) + O1-(g)

O1-(g) + O2º (g) O1-(g)

En el proceso de destrucción, las moléculas de ozono absorben radiación ultravioleta y se rompen en moléculas y átomos libres de oxígeno. Este último reacciona con más ozono para dar lugar a la formación de dos moléculas de oxigeno:

O3(g) + luz ultravioleta O(g) + O2(g)

O(g) + O3(g) O2(g) + O2(g)

Otras reacciones redox de importancia que se desarrollan en el medio ambiente están relacionadas con el problema de la contaminación del aire. Un ejemplo es el humo de los automóviles al igual que el humo de las grandes fábricas.

El dióxido de azufre y los óxidos de nitrógeno que se presentan como (NO), productos todos ellos de las actividades humanas, se liberan a la atmosfera donde se convierten con el concurso de la humedad ambiental y la luz solar, en dos materiales corrosivos en extremo: el ácido sulfúrico(H2SO4) y el ácido nítrico (HNO3).posteriormente, estos ácidos se disuelven en las gotas de agua de la

atmosfera o en los cristales de hielo y regresan a la tierra en forma de precipitación acida, conocida como lluvia acida.

LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN EN LOS SERES VIVOS

Las reacciones de oxidación-reducción más importante se llevan a cabo en los sistemas biológicos. En las plantas verdes se desarrollan una completa serie de reacciones de oxidación-reducción conocida como fotosíntesis. En ella se capta energía lumínica y se convierte el dióxido de carbono y el agua en carbohidratos y oxígeno.

6 CO2(g) + 6 H2O(l) C6H12O6(ac) + 6 O2(g)

Este proceso es importante ya que se considera que toda a energía que se consume en la biosfera terrestre procede de la fotosíntesis o también denominada función clorofílica. La fotosíntesis se produce en unos orgánulos de la célula vegeta denominada cloroplastos que se ubican en varios partes verdes de la planta, principalmente en las hojas. El proceso fotosintético se desarrolla en dos etapas:

Fase luminosa: Se desarrolla en presencia de la luz, que es precisamente la fuente de energía necesaria para que el proceso tenga lugar. La energía luminosa rompe la molécula de agua (fotolisis), ibera al hidrogeno y ocasiona el desprendimiento de oxígeno, así también la luz llega a la clorofila y hace que se desprendan electrones, estos como consiguiente pasaran a los hidrógenos originados de la fotolisis del agua atraves de una cadena de sustancias transportadoras. En esta fase se prepara también el material reductor que cede electrones necesarios para que tenga lugar la segunda fase.

Fase oscura: se lleva a cabo una serie de reacciones que dependen de la temperatura, pero que son independientes de la luz. En ausencia de la luz se desarrollan en el estroma del cloroplasto diversas y complicadas reacciones ciclo

de Calvin, las cuales se forman de azúcar que la planta precisa para su subsistencia.

Otro proceso de gran importancia y en el que también están presentes reacciones de oxidación-reducción, es el ciclo de Krebs, también conocido como ciclo del ácido cítrico o ciclo de los ácidos tricarboxilicos. En este proceso se realiza el catabolismo de proteínas, grasas y glúcidos en las tres etapas de la respiración celular y consiste en una sucesión de reacciones químicas que ocurren dentro de la célula mediante las cuales se realiza la descomposición final de las moléculas de alimentos y se produce dióxido de carbono, agua y energía.

Los alimentos para incorporarse al ciclo de Krebs requieren, de manera previa, ser descompuestos en pequeñas unidades denominadas grupos acetilo (CH3CO).una vez efectuado esto, un grupo acetilo se combina con una molécula de cuatro átomos de carbono llamada oxalacetato para dar lugar a la formación del ácido cítrico, que contiene seis átomos de carbono.

LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCION EN LA INDUSTRIA

Dentro del ámbito industrial existen varios ejemplos de procesos donde las reacciones redox son fundamentales, como ejemplos tenemos lo que es el alto horno:

La estructura de un alto horno consiste en dos conos truncados unidos por sus bases. Como el alto horno debe soportar temperaturas muy altas este se forra internamente con ladrillos refractario. En la operación se carga al alto horno con mineral de hierro principalmente de hemetita(Fe2O3), coque, residuo duro y poroso que resulta después de la destilación destructiva del carbón que servirá como combustible y como reductor y una sustancia fundente, cuya composición variara en dependencia del tipo de ganga mineral sin valor industrial que acompaña al mineral.

Cuando el coque se quema libera monóxido de carbono, que al combinarse con los óxidos de hierro del mineral los reduce a hierro metálico.

Fe2O3(s) + 3Fe(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)

El arrabio es sometido a varios procesos dentro de la planta siderúrgica para obtener acero como producto final.

El proceso redox que se da en un alto horno invierte el proceso natural y espontaneo que presenta el hierro, al igual que otros metales, que al encontrarse en la naturaleza tiende a combinarse con otros elementos químicos y el agua para

formar minerales. En el caso del hierro, los minerales a los que se hace referencia son los siguientes:

Hemetita---------Fe2O3

Limonita---------Fe2O3 + 3H2O

Magnetita-------Fe2O3FeO

Siderita-----------FeCO3

Pirita-------------FeS

La reducción del mineral para obtener hierro metálico es el proceso fundamental de los altos hornos.

Celdas o pilas voltaicas

Imaginemos que hemos construido dos medias celdas (o semiceldas), que nos son más que dos recipientes en los que se colocan electrolitos. En una de ellas colocamos una solución capaz de proveer iones Cu2+ y una tira de Cu metálico (que servirá como electrodo, es decir, como un conductor para hacer contacto con otra parte no metálica de un circuito); en la otra semicelda imaginemos que ponemos una solución de iones Zn2+ y una tira de Zn metálico (el otro electrodo). En un tubo en forma de U colocamos una solución saturada de fosfato de sodio (Na2SO4) y tapamos con algodón o algún material poroso ambos extremos del tubo para evitar la salida del electrolito ((este será el puente salino)). Finalmente instalamos un alambre que conecte ambos electrodos y un voltímetro que servirá para registrar la diferencia de potencias entre ambos semiceldas, como se muestra en la siguiente figura:

En toda celda electroquímica, como es el caso de la celda voltaica, el nodo es el electrodo donde ocurre la oxidación, mientras que en el cátodo se lleva a cabo la reducción. En el ejemplo, la placa de Zn es el ánodo y la Cu, el cátodo.

Por convención, el ánodo se le otorga el signo negativo y un signo positivo al cátodo. Ya que la oxidación, que ocurre en el ánodo, produce electrones y por ello adquiere una carga negativa. Por su parte, al cátodo se le asigna una carga positiva porque al llevarse a cabo la reducción, los electrones migran de él hacia los iones positivos, lo que provoca una disminución de electrones y la consecuente adquisición de una carga positiva.

La corriente eléctrica del circuito externo de la celda voltaica consta de los electrones que se desplazan del electrodo negativo (ánodo) hacia el electrodo positivo (cátodo).

Las reacciones para cada media celda son las siguientes:

Reacción catódica:Cu2+ + 2 e- →Cu (s )

Reacción anódica:Zn (s) → Zn2+ + 2e-

Diagrama de celdas

Una celda voltaica se representa de forma simplificada mediante un diagrama en el que se emplean ciertos símbolos. En este diagrama los electrodos se ubican en la parte más externa y una línea (│) se utiliza para separar al electrodo del electrolito que se encuentra en la media celda correspondiente. Una doble barra vertical (||) separa ambos compartimentos y es un símbolo, además, del puente salino.

En el diagrama de celda se suele anotar: en su parte izquierda la oxidación y en la parte derecha la reducción, a continuación se muestra esquematizado:

Reducción

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

Oxidación

Potencial estándar de reducción

La celda voltaica al funcionar genera un cierto voltaje, al cual se le ha dado el nombre de potencial de celda (E0) y su valor se determina al restar el potencial del ánodo del potencial del cátodo.

El potencial estándar de reducción (E0), se define como el voltaje generado cuando una media celda de una cierta sustancia se compara con otra media celda de referencia.

Las condiciones estándar a las que se toma la medida del potencial son:

Temperatura de 25°C, si se trata de un gas.Presión 1atm.Concentración del ión a 1.0 M.

La media celda de referencia se hace con iones H+ y una concentración 1.0 M, con hidrogeno gaseoso a 1atm de presión y un electrodo de platino cuya superficie no es lisa sino que se encuentra granulada para que la superficie de contacto sea mayor. A esta celda de referencia se le denomina electrodo estándar de hidrogeno y se representa como EEH. El diagrama de celda para el EEH es:

Electrodo | sustancias cuyo potencial de reducción está siendo determinado

|| H+ (1 M), H2 (g) | Pt(s)

Las dos medias celdas se interconectan mediante un puente salino y se coloca un voltímetro en el circuito externo de la celda voltaica. Si la sustancia en análisis presenta un mayor potencial de reducción del ion hidrógeno, la corriente circulara en una dirección e indicará el potencial de celda en el voltímetro.

Si por ejemplo, una segunda media celda de hidrógeno se conecta a la primera, entonces el potencial de celda será igual a cero. Lo anterior significa simplemente

E0 celda= E0 cátodo - E0

ánodo

que no hay diferencia de potencial entre las dos medias celdas y por ello no hay corriente eléctrica circulando a través del circuito. Una vez que se reemplaza la media celda de hidrógeno por la media celda de la sustancia cuyo potencial se desea determinar, se produce una diferencia d potencial que el voltímetro registrará enseguida. Si la sustancia en este estudio se reduce con mayor facilidad que el hidrógeno, el voltaje será positivo. El signo representa la dirección del flujo de electrones y además indica en cuál de las medias celdas se está llevando a cabo la reducción o la oxidación. Si la sustancia en estudios se reduce más fácilmente que el hidrógeno, en la media celda del hidrógeno se lleva a cabo la oxidación; por el contrario, si la sustancia que se compara se reduce con mayor dificultad que el hidrógeno, entonces la reducción se llevará a cabo en la media celda del hidrógeno y la oxidación en la media celda correspondiente a la otra sustancia, por lo que el flujo de electrones se invertirá y mostrara un voltaje con signo negativo.

A continuación presentamos el diagrama de celda que corresponde al ejemplo que hemos acatado:

Pt(s) | H+ (1 M), H2 (1atm) || Zn2+ (1 M) | Zn (s)

Cuando se cierra el circuito, el voltímetro registra una lectura d 0.763 v y la aguja se mueve hacia la izquierda a partir del punto cero, lo cual se interpreta como -0.73 V. Así, el potencial estándar de reducción para el ión zinc será:

E0 red= + 0.337 V

ACTIVIDAD 1

Se construye una celda voltaica con un compartimiento en el que se coloca una tira de aluminio inmersa en una disolución de Al (NO3)3 y otro que contiene una tira de níquel en una disolución de NiSO4.

La reacción global de la celda es:

2Al + 3 Ni2+ → 2Al3+ + 3Ni

PROBLEMA:

¿Cuáles son las dos medias ecuaciones de las reacciones que se producen en los dos compartimentos?¿cuál electrodo es el ánodo y cuál es el cátodo?Los signos de los electrodosDiagrama de la representación simplificada de la celda correspondiente.

SOLUCIÓN:

2Al→ 2Al3 + 6e-

3 Ni2+ + 6e- → 3Ni Semiecuación anódica (oxidación)Semiecuación catódica (reducción)

El aluminio en el que se lleva la oxidación es el ánodo y por lo tanto el níquel es el cátodo.El ánodo tiene el signo negativo y el cátodo, positivoDiagrama:

Al | Al3 || Ni2+ | Ni

Serie electromotriz

Los valores del potencial estándar de reducción (E0) se han determinado para muchas sustancias y con ello se ha construido la llamada serie electromotriz, la cual nos indica los potenciales estándar de reducción, comparados con el potencial estándar de reducción de una media celda de hidrógeno. La serie electromotriz nos ayuda a calcular la energía (fuerza electromotriz FEM) que genera una combinación de dos medias celdas y se utiliza en el diseño y construcción de los diferentes tipos de pilas, con el propósito de obtener mayor eficiencia en la generación de energía eléctrica a partir de reacciones químicas.

Media reacción Eo (V)

Li+(aq) + e− → Li(s) −3.05

Rb+(aq) + e− → Rb(s) −2.98

K+(aq) + e− → K(s) −2.93

Cs+(aq) + e− → Cs(s) −2.92

Ba2+(aq) + 2e− → Ba(s) −2.91

2TiO2(s) + 2H+ + 2e− → Ti2O3(s) + H2O −0.56

Ga3+(aq) + 3e− → Ga(s) −0.53

H3PO2(aq) + H+ + e− → P(s) + 2H2O −0.51

H3PO3(aq) + 3H+ + 3e− → P(s) + 3H2O −0.50

H3PO3(aq) + 2H+ + 2e− → H3PO2(aq) + H2O −0.50

Fe2+(aq) + 2e− → Fe(s) −0.44

2CO2(g) + 2H+(aq) + 2e– → HOOCCOOH(aq)

−0.43

Cr3+(aq) + e− → Cr2+(aq) −0.42

2H+ + 2e− → H2 −0.41

Cd2+(aq) + 2e− → Cd(s) −0.40

PbSO4(s) + 2e– → Pb(s) +SO42-(aq) −0.36

GeO2(s) + 2H+ + 2e− → GeO(s) + H2O −0.37

In3+(aq) + 3e− → In(s) −0.34

Tl+(aq) + e− → Tl(s) −0.34

Ge(s) + 4H+ + 4e− → GeH4(g) −0.29

Co2+(aq) + 2e → Co(s) −0.28

H3PO4(aq) + 2H+ + 2e− → H3PO3(aq) + H2O −0.28

V3+(aq) + e− → V2+(aq) −0.26

Ni2+(aq) + 2e− → Ni(s) −0.25

As(s) + 3H+ + 3e− → AsH3(g) −0.23

MoO2(s) + 4H+ + 4e− → Mo(s) + 2H2O −0.15

Si(s) + 4H+ + 4e− → SiH4(g) −0.14

Sn2+(aq) + 2e− → Sn(s) −0.13

O2(g) + H+ + e− → HO2•(aq) −0.13

Pb2+(aq) + 2e− → Pb(s) −0.13

WO2(s) + 4H+ + 4e− → W(s) −0.12

CO2(g) + 2H+ + 2e− → HCOOH(aq) −0.11

Se(s) + 2H+ + 2e− → H2Se(g) −0.11

CO2(g) + 2H+ + 2e− → CO(g) + H2O −0.11

SnO(s) + 2H+ + 2e− → Sn(s) + H2O −0.10

SnO2(s) + 2H+ + 2e− → SnO(s) + H2O −0.09

WO3(aq) + 6H+ + 6e− → W(s) −0.09

P(s) + 3H+ + 3e− → PH3(g) −0.06

HCOOH(aq) + 2H+ + 2e− → HCHO(aq) + H2O

−0.03

2H+(aq) + 2e− → H2(g) 0.00

H2MoO4(aq) + 6H+ + 6e− → Mo(s) + 4H2O +0.11

Ge4+(aq) + 4e− → Ge(s) +0.12

C(s) + 4H+ + 4e− → CH4(g) +0.13

HCHO(aq) + 2H+ + 2e− → CH3OH(aq) +0.13

S(s) + 2H+ + 2e− → H2S(g) +0.14

Sn4+(aq) + 2e− → Sn2+(aq) +0.15

Cu2+(aq) + e− → Cu+(aq) +0.16

HSO4−(aq) + 3H+ + 2e− → 2H2O(l) + SO2(aq) +0.16

SO42−(aq) + 4H+ + 2e− → 2H2O(l) + SO2(aq) +0.17

SbO+ + 2H+ + 3e− → Sb(s) + H2O +0.20

H3AsO3(aq) + 3H+ + 3e− → As(s) + 3H2O +0.24

GeO(s) + 2H+ + 2e− → Ge(s) + H2O +0.26

Bi3+(aq) + 3e− → Bi(s) +0.32

VO2+(aq) + 2H+ + e− → V3+(aq) +0.34

Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) +0.34

[Fe(CN)6]3−(aq) + e− → [Fe(CN)6]4−(aq) +0.36

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– → 4OH–(aq) +0.40

H2MoO4 + 6H+ + 3e− → Mo3+(aq) +0.43

CH3OH(aq) + 2H+ + 2e− → CH4(g) + H2O +0.50

SO2(aq) + 4H+ + 4e− → S(s) + 2H2O +0.50

Cu+(aq) + e− → Cu(s) +0.52

CO(g) + 2H+ + 2e− → C(s) + H2O +0.52

I2(s) + 2e− → 2I−(aq) +0.54

I3−(aq) + 2e− → 3I−(aq) +0.54

[AuI4]−(aq) + 3e− → Au(s) + 4I−(aq) +0.56

H3AsO4(aq) + 2H+ + 2e− → H3AsO3(aq) + H2O

+0.56

[AuI2]−(aq) + e− → Au(s) + 2I−(aq) +0.58

Los potenciales estándar de reducción (E0 red) son propiedades intensivas, por consiguiente, el coeficiente estequimetrico de una media reacción no influye en el valor de potencial estándar de reducción. Así pues, se tiene el mismo valor para la reacción del mol o 2 mol de Sn2+:

Sn 2+(ac) + 2e- → Sn (s)

2Sn 2+(ac) + 4e- → 2Sn (s)

E0 red= - 0.136 V

E0 red = - 0.136

Fuerza electromotriz

Se le llama fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre energía eléctrica, incluso un imán (como se observa en la siguiente figura). Para que se genera una energía en necesario que exista una diferencia de potencial entre dos puntos o polos, que sea capaz de bombear o impulsar cargas eléctricas a través de un circuito cerrado.

(Cuando movemos un imán dentro de espirales de alambre de una bobina solenoide, se induce una FEM producida por el campo magnético que movemos manualmente)

La construcción de una celda voltaica tiene como objetivo principal proporciona una fuerza electromotriz suficiente y continua, por lo que es muy importante considerar cuáles son las reacciones de media celda involucradas y la FEM que se obtiene con tal combinación.

Así pues, la FEM de una pila se calcula restando al valor del potencial del cátodo el valor del potencial del ánodo:

Eº Celda =Δ E cátodo - ΔE ánodo

Actividad 2

De acuerdo con el potencial estándar de reducción, se calculara FEM estándar de la siguiente reacción:

H2(g) + F2(g) → 2H+(ac) + 2F- (ac)

SOLUCIÓN:

CátodoF2(g) + 2e- → + 2F- (ac)

ÁnodoH2(g) → 2H+

(ac) + 2e-

Eº Celda = Eº red cátodo - E ºred ánodo

Eº Celda = + 2.87 – 0.000= + 2.87 V

PILAS PRIMARIAS

Este es el tipo de pila más utilizado en el mundo. Tiene múltiples usos, ya que se utiliza en linternas, juguetes, radios, grabadoras portátiles, etc.

La pila primaria más común es la pila Leclanché o pila seca, inventada por el químico francés Georges Leclanché en la década de 1860. La pila seca que se utiliza hoy es muy similar al invento original. El electrólito es una pasta consistente en una mezcla de cloruro de amonio y cloruro de cinc. El electrodo negativo es de cinc, igual que el recipiente de la pila, y el electrodo positivo es una varilla de carbono rodeada por una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. Esta pila produce una fuerza electromotriz de unos 1,5 voltios.

Ánodo:

Zn° ® Zn ²+ + 2e-

Cátodo:

2MnO2 + 2NH4+ + 2e- ® Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Reacción Global:

Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl + ZnCl2 ® 2ZnCl2 + Mn2O3 + 2NH3 + H2O

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Pila de cinc-óxido de mercurio, conocida normalmente como batería de mercurio. Puede tener forma de disco pequeño y se utiliza en audífonos, células fotoeléctricas y relojes de pulsera eléctricos. El electrodo negativo es de cinc, el electrodo positivo de óxido de mercurio y el electrólito es una disolución de hidróxido de potasio. La batería de mercurio produce 1,34 V, aproximadamente.La pila de combustible es otro tipo de pila primaria. Se diferencia de las demás en que los productos químicos no están dentro de la pila, sino que se suministran desde fuera.

Ánodo:

Zn° + 2OH- ® ZnO + H2O + 2e-

Cátodo:

HgO + H2O + 2e- ® Hg + 2OH-

Reacción Global:

Zn + HgO + KOH + H2O ® ZnO + Hg + KOH + H2O

Pila de combustible

Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. Una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila.

Una pila de combustible consiste en un ánodo en el que se inyecta el combustible (comúnmente hidrógeno, amoníaco o hidracina) y un cátodo en el que se introduce un oxidante (normalmente aire u oxígeno). Los dos electrodos de una pila de combustible están separados por un electrolito iónico conductor. En el caso de una pila de combustible de hidrógeno-oxígeno con un electrolito de hidróxido de metal alcalino, la reacción es:

Anodo:

2H ² + 4OH- ® 4H2O + 4e-

Cátodo:

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O2 + 2H2O + 4e- ® 4OH-

Los electrones generados en el ánodo se mueven por un circuito externo que contiene la carga y pasan al cátodo. Los iones OH- generados en el cátodo son conducidos por el electrolito al ánodo, donde se combinan con el hidrógeno y forman agua. El voltaje de la pila de combustible en este caso es de unos 1,2 V pero disminuye conforme aumenta la carga. El agua producida en el ánodo debe ser extraída continuamente para evitar que inunde la pila. Las pilas de combustible de hidrógeno-oxígeno que utilizan membranas de intercambio iónico o electrólitos de ácido fosfórico fueron utilizadas en los programas espaciales Gemini y Apolo respectivamente. Las de ácido fosfórico tienen un uso limitado en las instalaciones eléctricas generadoras de energía.

PILAS SECUNDARIAS

Acumulador: o pila secundaria, puede recargarse revirtiendo la reacción química. Esta pila es una batería de plomo y ácido, y es la que más se utiliza en la actualidad. Esta batería que contiene de tres a seis pilas conectadas en serie, se usa en automóviles, camiones, aviones y otros vehículos. Su ventaja principal es que puede producir una corriente eléctrica suficiente para arrancar un motor; sin embargo, se agota rápidamente. El electrolito es una disolución diluida de ácido sulfúrico, el electrodo negativo es de plomo y el electrodo positivo de dióxido de plomo. En funcionamiento, el electrodo negativo de plomo se disocia en electrones libres e iones positivos de plomo. Los electrones se mueven por el circuito eléctrico externo y los iones positivos de plomo reaccionan con los iones sulfato del electrolito para formar sulfato de plomo. Cuando los electrones vuelven a entrar en la pila por el electrodo positivo de dióxido de plomo, se produce otra reacción química. El dióxido de plomo reacciona con los iones hidrógeno del electrolito y con los electrones formando agua e iones plomo; estos últimos se liberarán en el electrolito produciendo nuevamente sulfato de plomo.

Anodo:

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Pb + SO4= ® PbSO4 + 2e-

Cátodo:

PbO2 + SO4= + 4H+ ® PbSO4 + H2O

Reacción Global:

Pb + PbO2 + 2H2SO4 ® 2PbSO4 + 2H2O

En el acumulador se proporciona energía eléctrica desde una fuente exterior, que se almacena en forma de energía química. La reacción química de una pila secundaria es reversible, es decir, se produce en un sentido cuando se carga la pila,y en sentido opuesto cuando se descarga. Por ello, una pila secundaria puede descargarse una y otra vez.

Un acumulador de plomo y ácido se agota porque el ácido sulfúrico se transforma gradualmente en agua y en sulfato de plomo. Al recargar la pila, las reacciones químicas descritas anteriormente se revierten hasta que los productos químicos vuelven a su condición original. Produce unos 2 V por pila. Recientemente, se han desarrollado baterías de plomo para aplicaciones especiales con una vida útil de 50 a 70 años.

OTRAS PILAS SECUNDARIAS

Pila Alcalina: O batería de níquel y hierro. El principio de funcionamiento es el mismo que en la pila de ácido y plomo, pero aquí el electrodo negativo es de hierro, el electrodo positivo de óxido de níquel y el electrolito es una disolución de hidróxido de potasio. La pila de níquel y hierro tiene la desventaja de desprender gas hidrógeno durante la carga. Esta batería se usa principalmente en la industria pesada. Tiene una vida útil de unos diez años y produce aproximadamente unos 1,15 V.

La pila de níquel y cadmio o batería de cadmio, en la que el electrodo de hierro se sustituye por uno de cadmio. Produce también 1,35 V y su vida útil es de unos 25 años.

Anodo.

Cd + 2OH- Û Cd(OH)2 + 2e-

Cátodo:

NiO(OH) + H2O + e- ÛNi(OH)2 + OH-

Reacción Global

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Cd + NiO(OH) + H2O Û Ni(OH)2 + Cd(OH)2

Batería: Aparato que transforma la energía química en eléctrica, y consiste en dos o más pilas eléctricas conectadas en serie o en paralelo en mixto. Se han desarrollado diversos tipos de nuevas baterías para vehículos eléctricos. Se trata de versiones mejoradas de las baterías convencionales, pero aún tienen numerosos inconvenientes como su corta duración, alto costo, gran volumen o problemas medioambientales. Las baterías destinadas a vehículos eléctricos incorporan sulfuro de litio-hierro, cinc-cloro, hidruro de níquel y sulfuro de sodio. Las compañías suministradoras de electricidad están desarrollando este tipo de baterías para utilizarlas como "niveladores de carga", a fin de compensar las fluctuaciones esporádicas del sistema. Estas baterías ocupan poco espacio y apenas tienen efectos dañinos para el medioambiente.

Pilas solares

Las pilas solares producen electricidad por un proceso de conversión fotoeléctrica. La fuente de electricidad es una sustancia semiconductora fotosensible, como un cristal de silicio al que se le han añadido impurezas. Cuando la luz incide contra el cristal, los electrones se liberan de la superficie de éste y se dirigen a la superficie opuesta. Allí se recogen como corriente eléctrica. Las pilas solares tienen una vida muy larga y se utilizan sobre todo en los aviones como fuente de electricidad para el equipo de a bordo.

Electrolisis

Utilizando una corriente eléctrica puede llevarse una reacción redox que ocurre espontáneamente, llamado electrolisis. Su etimología electro: referencia a la electricidad y lisis: romper. Su definición de la electrolisis es el proceso en el cual se emplea energía eléctrica para provocar un cambio químico.

La electrolisis se utiliza para purificar metales o para revertir superficies metálicas, con el fin de protegerlas o embellecerlas. La electrolisis tiene aplicaciones en la industria, como: sodio, hidróxido de sodio, cloro, aluminio, flúor, magnesio, hidrogeno y oxigeno.

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Tipos de electrolisis

Son tres tipos:

*Electrólisis de sales fundidas: las sales que son productos de enlaces iónicos , tienen características ; un alto punto de fusión y de ebullición. La electrolisis de una sal fundida debe aumentar su temperatura para que se dé el cambio de estado sólido a líquido. Ya logrado se colocan los electrodos y se suministra la corriente para que el proceso electrolítico se lleve a cavo. Ventajas: producir con alto grado de pureza, como: sodio y aluminio. Desventaja: es el costo tan alto que requiere mantener fundida la sal para llevar el proceso.

*Electrolisis de disoluciones acuosas: se produce de las disoluciones de sales en agua, obtener la disolución iónica de la sal, no requiere elevar la temperatura, representa un ahorro de energía y dinero, el proceso electrolítico y puede suceder que el potencial estándar de la reducción de las sustancias es menor que el agua , se obtenga oxigeno y hidrogeno en lugar de la deseada. Es importante para la extracción y fabricación, como; sosa cautica.

*Electrolisis con electrodos activos: se utilizan electrodos activos, donde el ánodo y cátodo participan en la reacción. La galvanoplastia es una aplicación industrial electrolítica se basa en procesos de electrodeposición de un metal sobre una superficie que recubra que sea resistente y duradero.

Celdas electrolíticas

Está compuesta por dos electrodos inmersos en una sal fundida o disolución. Para mover electrones de un electrodo a otro, necesita una fuente de corriente eléctrica, en el cátodo se lleva a cavo la reducción y en el ánodo la oxidación., el ánodo se conecta al polo positivo y el cátodo al negativo. Cuando la reacción redox no es espontanea, se forzara a q produzca si se le suministra el voltaje necesario.

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Aspectos cuantitativos de la electrolisis

Las medias reacciones informan la cantidad de electrones que son necesarios para llevar a cavo un proceso electrolítico. Ejemplo: *para llevar a cavo la reducción del catión litio es necesario un solo catión: Li + 1e Li

*catión cadmio 2+ implica 2e: Cd2+ + 2e- Cd

Las medias reacciones, para lograr la deposición de un mol de electrones y para lograr depositar un mol de calcio será necesario 2 mol de electrones., para toda la media reacción la cantidad de sustancia que se reduce o se oxida es proporcional al número de electrones que se introducen en la celda.

La cantidad de electricidad que pasa por un circuito eléctrico , se mide en coulomb (C) es la cantidad de carga que pasa por un punto del circuito de un segundo cuando la corriente es de un ampere (A)

1c=1A+1s

La carga de un mol de e- se conoce como faraday (F)

1F= 96500C/mol de e-²-

Para obtener la deposición de 1 mol de un elemento monovalente será necesario utilizar 1F, si fuera elemento trivalente requiere 3F

CORROSÍONLa corrosión es la causa general de la alteración y destrucción de la mayor parte de los materiales metálicos naturales o fabricados.

Las reacciones de corrosión son reacciones de óxido-reducción espontaneas en las que un metal es atacado por una sustancia del ambiente y convertido en un compuesto no deseado.

¿Cómo se lleva a cabo el proceso de la corrosión? Una de las características fundamentales de este fenómeno es que solo ocurre en presencia de un electrolito. En la región anódica se producirá la corrosión del metal y en consecuencia, en la región catódica el metal quedará inmune.

El proceso de la corrosión, es de naturaleza electroquímica, implica tanto oxidación como reducción. El metal mismo conduce electricidad y los electrones

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se mueven desde la zona en que se da la oxidación hacia la zona donde se presenta la reducción, algo similar a lo que sucede en las celdas voltaicas. Las reacciones implicadas son las siguientes:

Cátodo:

O2(g) + 4H+(ac) + 4e- ______ 2H2O (l) E°red = 1.23 V

Ánodo:

Fe(s) --------- Fe2+(ac) + 2e- E°red = - 0.44 V

En la parte del hierro que sirve como ánodo se desarrolla la oxidación de Fe a Fe2+

y los electrones producidos viajan a través del metal hasta la zona que sirve como cátodo. En esta región se lleva a cabo la reducción del O2 que requiere el consumo H+. Esto provoca como consecuencia una disminución de la concentración de H+ y una variación en el pH. Cuando este pH es mayor a 9 se hace menos favorable la reducción del O2 y el metal deja de corroerse.

PROTECCIÓN CATÓDICAEl método de la producción catódica en pocas palabras, consiste en obligar a la estructura metálica ya sea que se encuentre enterrada o sumergida, a convertirse en un gran cátodo, mientras que algún otro metal se conecta a la estructura en posición conveniente para fungir como el ánodo que sufre la corrosión, por lo cual se les conoce bajo el nombre genérico de ánodos de sacrificio.

En la práctica, la protección catódica puede aplicarse en metales o aleaciones metálicas como acero, cobre, plomo, latón y aluminio, contra la corrosión en todos los tipos de suelos y en casi todos los medios líquidos.

La protección catódica se aplica para proteger estructuras metálicas expuestas a una corrosión agresiva, por ejemplo:

Estructuras aéreas, como las vigas de hormigón armado.Cascos de los barcos, barcazas, pontones.Estructuras fijas como diques, boyas, muelles.Todos aquellos artefactos o estructuras sumergidos parcial o totalmente en agua, especialmente en agua de mar que es mas agresiva por su alta salinidad. Compuertas hidráulicas, tuberías, entre otras, que están en contacto con agua dulce.Estructuras enterradas como depósitos, tuberías, y otras.

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BIBLIOGRAFIA

LIBRO:

VICTOR MANUEL MORA GONZALEZ

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