quimica

RESUMEN GENERAL 9

4.7.1 Reacción oxido reducción en electroquímica

Reacciones de Reducción-Oxidación

Artículo principal: Reducción-oxidación.

Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). En dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.

Balanceo de las ecuaciones Redox

Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregando H⁺, OH⁻, H₂O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.¹ En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólidO

4.7.2 Fuerza electromotriz en una celda electroquímica

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie.

Principales tipos

Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:

Las células primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.²
Las células secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.³

Celdas galvánicas primarias

Batería de plomo-ácido, de un automóvil.

Las celdas galvánicas primarias pueden producir corriente inmediatamente después de su conexión. Las pilas desechables están destinadas a ser utilizadas una sóla vez y son desechadas posteriormente. Las pilas desechables no pueden ser recargadas de forma fiable, ya que las reacciones químicas no son fácilmente reversibles y los materiales activos no pueden volver a su forma original.

Generalmente, tienen densidades de energía más altas que las pilas recargables,⁴ pero las células desechables no van bien en aplicaciones de alto drenaje con cargas menores de 75 ohmios (75 Ω).⁵

4.7.3 Calculo de la fem y potenciales de oxido reducción

Medio ácido

En medio ácido se agregan hidronios (cationes) (H⁺) y agua (H₂O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios.

Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio.

Ecuación sin balancear:

$Mn^{+2}_{(aq)} + NaBiO_{3(s)} \to Bi^{+3}_{(aq)} + MnO^{-}_{4(aq)}$

Oxidación : $Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 5 e^-$

Reducción : $2e^- + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)}$

Ahora tenemos que agregar los hidronios y las moléculas de agua donde haga falta hidrógenos y donde haga falta oxígenos, respectivamente.

Oxidación: $\color{BlueViolet}4H_2O\color{Black} + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + \color{BlueViolet}8 H^{+}_{(aq)} \color{Black} + 5 e^-$

Reducción: $2e^- + \color{BlueViolet}6H^+\color{Black} + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + \color{BlueViolet}3H_2O\color{Black}$

Las reacciones se balancearán al momento de igualar la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Esto se logrará multiplicando la reacción de una semirreación por el número de electrones de la otra semirreacción (y, de ser necesario, viceversa), de modo que la cantidad de electrones sea constante.

Oxidación: $( 4H_2O + Mn^{+2}_{(aq)} \to MnO^{-}_{4(aq)} + 8 H^{+}_{(aq)} + \color{OliveGreen}5 e^-\color{Black} ) \color{Orange}\times 2\color{Black}$

Reducción: $( \color{Orange}2e^-\color{Black} + 6H^+ + BiO^{-}_{3(s)} \to Bi^{3+}_{(aq)} + 3H_2O ) \color{OliveGreen}\times 5\color{Black}$

Al final tendremos:

Oxidación: $8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^-$

Reducción: $10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O$

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

$\underline{ \left . \begin{array}{rcl} 8H_2O + 2Mn^{+2}_{(aq)} \to 2MnO^{-}_{4(aq)} + 16 H^{+}_{(aq)} + 10 e^- \\ 10e^- + 30H^+ + 5BiO^{-}_{3(s)} \to 5Bi^{3+}_{(aq)} + 15H_2O \end{array} \right \Downarrow + }$

$14H^+_{(aq)} + 2Mn^{+2}_{(aq)} + 5NaBiO_{3(s)} \to 7H_2O + 2MnO^{-}_{4(aq)} + 5Bi^{3+}_{(aq)} + 5 Na^+_{(aq)}$

Medio básico

En medio básico se agregan iones hidróxilo (aniones) (OH⁻) y agua (H₂O) a las semirreacciones para balancear la ecuación final.

Por ejemplo, tenemos la reacción entre el Permanganato de Potasio y el Sulfito de Sodio.

Ecuación sin balancear:

$KMnO_4 + Na_2SO_3 + H_2O \to MnO_2 + Na_2SO_4 + KOH \,\!$

Separamos las semirreacciones en

Oxidación: $SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + 2e^-$

Reducción: $3e^- + MnO_4^- \to MnO_2$

Agregamos la cantidad adecuada de Hidróxidos y Agua (las moléculas de agua se sitúan en donde hay mayor cantidad de oxígenos).

Oxidación: $\color{BlueViolet}2OH^-\color{Black} + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + \color{BlueViolet}H_2O\color{Black} + 2e-$

Reducción: $3e^- + \color{BlueViolet}2H_2O\color{Black} + MnO_4^- \to MnO_2 + \color{BlueViolet}4OH^-\color{Black}$

Balanceamos la cantidad de electrones al igual que en el ejemplo anterior.

Oxidación: $( 2OH^- + SO_3^{-2} \to SO_4^{-2} + H_2O + \color{OliveGreen}2 e^-\color{Black} ) \; \color{Orange}\times 3\color{Black}$

Reducción: $( \color{Orange}3 e^-\color{Black} + 2H_2O + MnO_4^- \to MnO_2 + 4OH^- ) \; \color{OliveGreen}\times 2\color{Black}$

Obtenemos:

Oxidación: $6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^-$

Reducción: $6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^-$

Como se puede ver, los electrones están balanceados, así que procedemos a sumar las dos semirreacciones, para obtener finalmente la ecuación balanceada.

$\underline{ \left . \begin{array}{rcl} 6OH^- + 3SO_3^{-2} \to 3SO_4^{-2} + 3H_2O + 6e^- \\ 6e^- + 4H_2O + 2MnO_4^- \to 2MnO_2 + 8OH^- \end{array} \right \Downarrow + }$

$2KMnO_4 + 3Na_2SO_3 + H_2O \to 2MnO_2 + 3Na_2SO_4 + 2KOH \,\!$

4.7.4 Electro deposito

Electro deposito (calculo de electro deposito).
La galvanoplastia es un proceso mediante el cual se recubre un objeto con un metal, gracias al paso de una corriente eléctrica por una celda electroquímica. Es un depósito de una capa metálica sobre un material no metálico.
La galnostegia es un depósito de una capa metálica sobre un metal
Los objetivos de este depósito es el de protección y decoración.

Un electro depósito se puede obtener bajo las siguientes características:
1.- uniformidad de depósito
2.- brillo
3.- dureza
4.- rugosidad
5.- adherencia
6.- no adherencia
7.- quemado

Para un buen depósito electrolítico es importante la limpieza. Las sustancias a eliminar son:
1.- óxidos y productos de corrosión
2.- sustancias orgánicas (grasas y aceites9.
3.- astillas metálicas

4.7.5 Aplicaciones de electroquímica en electrónica

Como punto de partida para la realización del trabajo experimental, se ha rediseñado y actualizado un sistema automatizado para la medida de impedancias en celdas galvánicas, potenciando sus características iniciales. También se han desarrollado dos aplicaciones, una para el realizar la adquisición y control del sistema de medida y otra para analizar los datos experimentales en base al circuito equivalente de Randles. Debido a la gran influencia de la doble capa eléctrica en las reacciones electródicas, se ha investigado la estructura de la interfase Hg-disolución acuosa de percloratos (Li+, Na+, Mg2+ y Al3+), a partir de una magnitud termodinámica bien establecida, como son los excesos superficiales catiónicos de carga. Para ello, se han empleado como herramienta de cálculo tanto la teoría de Gouy-Chapman como UDCA (Unequal Distances of Closest Approach). La UDCA ha permitido tanto describir cuantitativamente los excesos superficiales de los percloratos y cloruros a valores de carga negativa sobre el metal, así como realizar una interpretación microscópica de la interfase a partir de las distancias de máxima aproximación y los radios hidratados de los iones. Estos percloratos se han empleado para analizar la influencia tanto de la concentración como la carga de los cationes del electrólito presentes en la interfase, en la reacción de reducción isotérmica (298 K) del Zn(II). Este estudio ha permitido describir el comportamiento de las constantes de velocidad y comprobar el efecto de los coeficientes de actividad individuales del Zn(II) en disolución, calculados empleando la teoría MSA (Mean Spherical Approximatión). Con objeto de ampliar el conocimiento de las reacciones electródicas, se ha analizado la influencia de la temperatura sobre las reacciones de reducción del Cr(III) y Zn(II) en medio Na Cl O 4 ? acuoso. Así, en el primer caso se ha verificado que la reacción transcurre por un mecanismo de esfera externa, mientras que en el segundo caso se ha estudiado el efecto de la doble capa eléctrica sobre la entalpía de activación y los coeficientes de transferencia del proceso. Por último y debido a la escasez de datos bibliográficos disponibles, se ha propuesto un método que permite estimar e interpolar coeficientes de actividad a distintas temperaturas para electrólitos de diversa estequiometría, utilizando la MSA. El procedimiento se muestra como una alternativa favorable al método de Pitzer debido al bajo número de parámetros empleados y a su clara significación fisica.

Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se obtiene el metal electrolíticamente. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos

4.7.6 nano quimica

Nanoquímica es una nueva rama de la nanociencia relacionada con la producción y reacciones de nanopartículas y sus compuestos. Está relacionada con las propiedades características asociadas con ensamblajes de átomos o moléculas sobre una escala que varía de tamaño de los bloques individuales hasta las del material aglomerado(desde 1 hasta 1000 nm¹ ). A este nivel, los efectos cuánticos pueden ser significativos, teniendo así nuevas formas de llevar a cabo reacciones químicas. El profesor Geoffrey Ozin de la Universidad de Toronto es considerado como el padre de la nanoquímica. "Su visionario artículo "Nanochemistry - Synthesis in Diminishing Dimensions" (Advanced Materials, 1992, 4, 612) estimuló a todo un nuevo campo: proponía que los principios de la química podían aplicarse a la síntesis de materiales de "abajo hacia arriba" "sobre cualquier escala de longitud" mediante los "principios de construcción de bloques jerárquicos": esto es, utilizando bloques de construcción de escala nano/molecular "programados" con información química que los auto-ensamblará espontáneamente, de una manera controlada, en estructuras que abarcan un amplio intervalo de escalas de longitud.² "
Esta ciencia emplea metodologías de la síntesis química y la química de materiales para obtener nanomateriales con tamaños, formas, propiedades superficiales, defectos, y propiedades auto-ensamblantes específicos, diseñados para cumplir con usos y funciones específicas.

quimica

lunes, 5 de noviembre de 2012

RESUMEN GENERAL 9

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