UNIDAD 6: EQUILIBRIO QUIMICO

6.1 CONCEPTO DE EQUILIBRIO QUIMICO Y LEY DE ACCION DE MASAS.

-EQUILIBRIO QUIMICO-

El equilibrio químico es un estado del sistema en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo. Así pues, si tenemos un equilibrio de la forma:

a A + b B= c C + d D

Se define la constante de equilibrio Kc como el producto de las concentraciones en el equilibrio de los productos elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, dividido por el producto de las concentraciones de los reactivos en el equilibrio elevadas a sus respectivos coeficientes estequiométricos, para cada temperatura.

*Es una reacción reversible , es decir, que se produce en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se mantienen constantes, es decir, ya no varían con el tiempo, se dice que la reacción ha alcanzado el EQUILIBRIO QUÍMICO.

-LEY DE ACCION DE MASAS-

La ley de masas o ley de acción de masas establece que para una reacción química reversible en equilibrio a una temperatura constante, una relación determinada de concentraciones de reactivos y productos, tienen un valor constante. La ley fue enunciada en 1867 por Guldberg y Waage, y debe su nombre al concepto de masa activa, lo que posteriormente se conoció comoconcentración.1

En una reacción química elemental y homogénea,2 cuando el cambio de energía libre de Gibbs debe cumplirse que

en equilibrio donde la constante de equilibrio Keq

6.2 EQUILIBRIO ACIDO-BASE EN SISTEMAS ACUOSAS.

El concepto de pH (Potencial de Hidrógeno) fue definido por primera vez por Soren Poer Lauritz Sorensen (1868-1939) Bioquímico danés, originalmente Sorensen. En el año de 1909.

La escala de pH fue ideada para expresar en forma adecuada diferentes concentraciones del ión (H+) (ión Hidrógeno), en varias soluciones sin necesidad de utilizar números en forma exponencial, debido a que con frecuencia son números muy pequeños y por lo tanto es difícil trabajar con ellos, fue así entonces que se decidió trabajar con números enteros positivos.

El pH de una disolución se define como el logaritmo negativo de la concentración del ión hidrógeno expresado en (mol/litro), la escala de pH se define por la ecuación:

pH = - log [H+]

El logaritmo negativo proporciona un número positivo para el pH, además el termino [H+] corresponde a la parte numérica de la expresión para la concentración del ión hidrógeno. Debido a que el pH solo es una manera de expresar la concentración del ión hidrógeno, las disoluciones ácidas y básicas (25°C), pueden identificarse por sus valores de pH como sigue:

*Disoluciones acidas: [H+] > 1,0 x 10-7M, pH < 7.00

*Disoluciones básicas: [H+] < 1,0 x 10-7M, pH > 7.00

*Disoluciones neutras: [H+] = 1,0 x 10-7M, pH = 7.00

*Se observa que el pH aumenta a medida que el [H+] disminuye.

-INDICADORES-

La determinación del pH de una solución es un problema usual en el laboratorio químico, que se resuelve de manera aproximada mediante el empleo de un indicador. Un indicador es un compuesto orgánico en propiedades de ácido débil o base débil, cuyo ión y la molécula correspondiente presentan coloraciones diferentes.

El pH medio, al actuar sobre el equilibrio de estas dos formas hacen que los mismos capten o liberen iones OH- o H+, variando la coloración del medio; el cambio de color del indicador se denomina viraje.

Una serie de pigmentos naturales presentan un color en disoluciones ácidas y otro color en disoluciones básicas, por ejemplo el pigmento tornasol tiene color rojo en disoluciones ácidas y color azul en disoluciones básicas. Muchos colorantes sintéticos tienen colores que son sensibles a la concentración de iones hidrozonio, por ejemplo: el dimitrofenol C6H4N2O5 es incoloro en disoluciones fuertemente ácidas y amarillo en disoluciones básicas y débilmente ácidas.

Veamos el comportamiento de un indicador tipo ácido débil RH, el tornasol. En solución muy divididas en agua, las moléculas RH se ionizan, en poca extención de acuerdo con la ecuación:

RH + H2O ↔ R- + H3O+

Rojo → Azul

Si nos encontramos en un medio ácido rico en iones H3O+ los iones R- se combinan con los iones H3O+ para dar moléculas de RH, y el equilibrio iónico anterior se desplaza hacia la izquierda, aumentando la concentración de RH y disminuyendo la de R-, con lo que la solución toma el color rojo de las moléculas RH.

Por el contrario, si el medio es básico por adición de iones OH- , los iones H3O+, que provienen de la ionización de las moléculas RH, se combinan con los iones OH- para dar agua, el equilibrio iónico se desplaza hacia la derecha, las moléculas de RH desaparecen de la solución aumentando la concentración de R- con lo que la solución toma el color azul de iones R.

Preparando disoluciones de ácidos y bases fuertes de concentraciones conocidas, podemos establecer una serie de disoluciones de pH conocido y estas pueden usarse para examinar el intervalo de pH dentro del que los indicadores naturales y sintéticos experimentan cambios de color. La mayoría de los indicadores cambian completamente de color en un intervalo de pH de unos 2 unidades, de modo que observando el color que presentan una serie de indicadores añadidos a una disolución de pH desconocido, es posible definir el pH de la solución entre 2 valores que difieren en una unidad de pH.

-PROPIEDADES ACIDO BASE DEL AGUA-

El agua es un disolvente único. Una de sus propiedades especiales es su capacidad para actuar como un ácido o como una base. El agua se comporta como una base en reacciones con ácidos como el Hcl y como un ácido con bases como el NH2. El agua es un mal conductor de electricidad ya que es un electrolito muy debil, pero experimenta una ligera ionización .

H2Ol ↔ H2 (h2) +OH- (0-1)

A esta ecuación en ocasiones se le conoce como autoionización del agua.

Según Bronsted, en su esquema se expresa la autoionización del agua como sigue:

H – O: + H – O: ↔ H – O – H +

+ H – O:

HHH

H2O + H2O ↔ H3O+ + O+]-

Acido 1 base 2 acido2 base 1

UNIDAD 7: TERMOQUIMICA

7.1 CAMBIOS DE ENERGIA DE LAS REACCIONES QUIMICAS.

Energía es la capacidad que tiene un cuerpo para producir un trabajo o transferir calor . Por ejemplo, la energía luminosa (la utilizan las plantas para realizar la fotosíntesis), la energía calorífica, la energía eléctrica,… Las centrales hidráulicas y nucleares tienen un tipo de energía y la transforman en energía eléctrica.

La termodinámica es la parte de la química (y la física) que se ocupa del estudio de la relación existente entre la energía y de las reacciones químicas.

Nota:

El calor se representa con la letra Q y la unidad de medida es la caloría o el julio. Se adopta el siguiente convenio:

-Si la reacción química recibe calor del exterior entonces se toma Q>0 (se toma positivo porque la reacción química gana energía).

-Si la reacción química desprende calor al exterior entonces se toma Q<0.

El trabajo se representa con la letra W y la unidad de medida es la caloría o el julio. Se adopta el siguiente convenio:

-Si se realiza un trabajo (comprensión) sobre la reacción química entonces se toma W>0 (en este caso también se gana energía).

-Si la reacción química es la que realiza el trabajo (expansión) entonces se toma W<0.

Las unidades de medida de la energía son la caloría y el julio.

El trabajo termodinámico tiene la fórmula w=p*V , donde p es la presión a la que se ejerce a la reacción química y V es el incremento de volumen que experimenta.

Las reacciones químicas siempre suelen ir acompañadas de intercambios de energía, mediante un desprendimiento o una absorción de energía, debido a que la energía que poseen los reactivos es distinta que a la que poseen los productos.

Una reacción química conlleva una ruptura de los enlaces de los reactivos y una formación de nuevos enlaces de los productos. Para romper enlaces se necesita administrar energía, mientras que la formación de enlaces, normalmente, conlleva un desprendimiento de energía. De lo que se trata es de calcular esa diferencia de energía, la energía que tienen los productos (proceso final) menos la energía que tienen los reactivos (proceso inicial). Esta diferencia siempre se calcula en física y en química así: proceso final menos proceso inicial. Esa diferencia se representa por el símbolo y se lee “incremento de”.

Desde el punto de vista calorífico, las reacciones químicas se clasifican en:

*Reacciones exotérmicas: son las reacciones en las que desprenden calor por sí mismas.

*Reacciones endotérmicas: son las reacciones en las que se necesita una absorción de calor externo para poderse llevar a cabo.

Las ecuaciones termoquímicas son aquéllas en las que además de las cantidades de las sustancias que intervienen, se expresa también la cantidad de calor absorbido o desprendido y además aparece entre paréntesis el estado de agregación de los compuestos que intervienen en la reacción química.

-Una reacción exotérmica se representa por

reactivos→productos+energía

-Una reacción endotérmica se representa por

reactivos+energía→ productos

Se define la energía interna (se representa por la letra U) de una reacción como la suma de las energías debidas a la traslación, rotación y vibración de los átomos y moléculas, así como la energía de los electrones internos de cada átomo y de la energía del núcleo. No se puede medir el valor absoluto de la energía interna de una reacción, pero sí el cambio de energía interna que experimenta una reacción química.

Se representa por ΔU=U productos−U reactivos=Q+W

donde

ΔU = la variación de la energía interna

U productos = la energía interna de los productos

U reactivos = la energía interna de los reactivos

Q y W se refieren a los efectos de calor y trabajo que acompañan a la reacción química.

7.2 ENTALPIA

*La entalpía es la cantidad de energía calorífica de una sustancia.

En una reacción química, si la entalpía de los productos es menor que la de los reactantes se libera calor y decimos que es una reacción exotérmica. Si la entalpía de los productos es mayor que la de los reactantes se toma calor del medio y decimos que es una reacción endotérmica. El cambio de entalpía se denomina ΔH y se define como:

ΔH = ΔHproductos - ΔHreactantes

La entalpía de formación (ΔHf0) es la variación de energía calorífica en la reacción de formación

de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en sus fases estándar en condiciones de presión y temperatura estándar ambientales (TPEA), que son temperatura de 298 K (25 ºC) y presión de 100 kPa (∼ 1 atm.). La entalpía de formación de un elemento es cero por definición.

*La Entalpía es la cantidad de energía de un sistema termodinámico que éste puede intercambiar con su entorno. Por ejemplo, en una reacción química a presión constante, el cambio de entalpía del sistema es el calor absorbido o desprendido en la reacción. En un cambio de fase, por ejemplo de líquido a gas, el cambio de entalpía del sistema es el calor latente, en este caso el de vaporización. En un simple cambio de temperatura, el cambio de entalpía por cada grado de variación corresponde a la capacidad calorífica del sistema a presión constante. El término de entalpía fue acuñado por el físico alemán Rudolf J.E. Clausius en 1850. Matemáticamente, la entalpía H es igual a U + pV, donde U es la energía interna, p es la presión y V es el volumen. H se mide en julios.

H = U + pV

Cuando un sistema pasa desde unas condiciones iniciales hasta otras finales, se mide el cambio de entalpía ( Δ H).

ΔH = Hf – Hi

7.3 CALORIMETRIA

La calorimetría mide el calor en una reacción química o un cambio físico usando un instrumento llamado calorímetro. Pero también se puede emplear un modo indirecto calculando el calor que los organismos vivos producen a partir de la producción de dióxido de carbono y de nitrógeno (urea en organismos terrestres), y del consumo de oxígeno.

ΔU = cambio de energía interna

Como la presión no se mantiene constante, el calor medido no representa el cambio de entalpía.

El calor medido es igual al cambio en la energía interna del sistema menos el trabajo realizado:

Como la presión se mantiene constante, el calor medido representa el

cambio de entalpía.

7.4 CALCULO DE DISOLUCION Y SOLUCION

Cuando se disuelve un soluto en un disolvente, en general, se produce un intercambio de energía que se manifiesta en un aumento o disminución de la temperatura del sistema. El calor absorbido o liberado se denomina calor de disolución. Si el proceso de disolución es exotérmico, se libera calor y la temperatura del sistema aumenta. Si el proceso es endotérmico, se absorbe calor y la temperatura del sistema disminuye.

En una disolución exotérmica la energía del disolvente más la del soluto, por separado, es mayor que la energía del disolvente y el soluto una vez mezclados. La diferencia de energía es lo que conocemos como calor de disolución o entalpía de disolución (cuando el proceso tiene lugar a presión constante). En este caso es una entalpía negativa, puesto que en el estado final el sistema tiene menos energía que el inicial.

En una disolución endotérmica ocurre lo contrario, la energía del estado inicial (soluto y disolvente por separado) es menor que la energía del estado final (la disolución). Por tanto, la entalpía es positiva.

Cuando se le adiciona más disolvente a una solución, para disminuir la concentración del soluto, es común que se libere o absorba calor adicional. El calor de dilución es el cambio de calor asociado al proceso de dilución.

Cuando un proceso de disolución es endotérmico (absorbe calor) y a dicha solución se le diluye, posteriormente la misma disolución absorbe más calor de los alrededores. Caso contrario es cuando un proceso de disolución es exotermico, pues al adicionar disolvente, libererá más calor a los alrededores.

Un ejemplo de ello es el Ácido Sulfúrico concentrado, que si se intenta diluir adicionando agua el recipiente estallará. La forma recomendada es al envase con agua agregar gota a gota el H2SO4 agitando para que se disipe el calor.

UNIDAD 8: ELECTROQUIMICA

8.1 REACCIONES REDOX

Las reacciones redox o de óxido-reducción son aquellas donde hay movimiento de electrones desde una sustancia que cede electrones (reductor) a una sustancia que capta electrones (oxidante).

La sustancia que cede electrones, se oxida.

La sustancia que gana electrones, se reduce.

Puede sonar raro que la sustancia que se oxida pierda electrones y la sustancia que se reduce gane electrones, porque uno se pregunta, ¿cómo se puede reducir una sustancia que está ganando algo? Precisamente porque lo que está ganando son electrones, que tienen carga negativa.

Uno en la vida puede ganar muchas cosas positivas, pero también puede ganarse problemas, que son cosas negativas. Por suerte, ganar o perder electrones no es problema para ninguna sustancias, pero puede serlo para ti si no sabes cómo responder una pregunta de oxidación reducción.

La sustancia que se oxida al reaccionar, reduce a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está regalando electrones: decimos que es un reductor.

La sustancia que se reduce al reaccionar, oxida a la otra sustancia con la cual está reaccionando, porque le está quitando electrones: decimos que es un oxidante.

Recapitulando:

*Cede electrones = se oxida = es reductor.

*Gana electrones = se reduce = es un oxidante.

Agente oxidante: es toda sustancia, molécula o ión capaz de captar electrones, por lo tanto se reduce.

Agente reductor: es toda sustancia, molécula o ión capaz de ceder electrones, por lo tanto se oxida.

Oxidación: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico cede electrones, lo que se traduce en un aumento de su índice de oxidación.

Reducción: Es el proceso mediante el cual un determinado elemento químico capta electrones, lo que se traduce en una disminución de su índice de oxidación.

*Las reacciones redox o de oxido-reducción, son las que implican una transferencia de electrones, lo que da paso a la combinación de los átomos de distintos elementos para formar un nuevo compuesto. Como resultado de esto cada átomo queda caracterizado con una cierta carga, la carga que se asigna a cada átomo recibe el nombre de estado o número de oxidación.

En las reacciones químicas podemos encontrar el agente oxidante y el agente reductor, además identifica el par de semirreacciones de oxidación y reducción.

*Agentes Reductores Y Oxidantes:

-Oxidantes:

El oxidante es aquel de los compuestos que forman parte de una reacción REDOX que es capaz de oxidar a la otra y que a su vez esta es reducida por la otra.

-Reductores:

El reductor es aquel de los compuestos que forman parte en la reacción REDOX capaz de reducir al otro y que a su vez esta es oxidada por la otra.

EJ:

Cu Cu2+ + 2e- (el cobre se oxida y es capaz de soltar electrones)

Ag+ + e- Ag (la plata se reduce y es capaz de coger electrones)

Mecanismo de Reacción:

Una reacción REDOX esta estrechamente ligada con el cambio del número de oxidación de un átomo o molécula de un elemento que se involucra en la oxidación o reducción.

El número de oxidación es la carga real o formal que tiene un átomo en un compuesto.

Carga real: Es la carga que tiene un átomo en un determinado compuesto.

EJ: NaCl Na+ + Cl-

Carga formal: Es la carga que un átomo podría tener en un compuesto pero que no tiene.

EJ: H2O 2H+ + O-

*Reglas para el número de oxidación:

1. Todos los elementos tienen en su estado natural oxidación 0

EJ: Pbº

2. El oxígeno tiene en sus compuestos oxidación -2 excepto en los peróxidos que tiene -1.

EJ: H2SO4-2 H2O2-1

3. El hidrógeno tiene en sus compuestos oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos que tiene -1.

EJ: H2+1SO4-2

4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1.

EJ: H-1K+1

5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +7.

EJ: K+1Mn+7O4-2

6. Los halógenos tienen en sus compuestos con los haluros oxidación -1.

EJ: Na+1Cl-1

7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.

EJ: H2+1S+6O4-2

8. Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta. Y si se reduce el disminuye.

EJ:

Ca+2C+4O3-2+2H+1Cl-1 Ca+2Cl2-1+H2+1O-2+C+4O2-2

Cuº + 2Ag+NO3- 2Cu+NO3- + 2Agº

“QUIMICA INORGANICA”

INVESTIGACION DE LAS UNIDADES: 6, 7 Y 8

DOCENTE: MARIA REYNA REYES DE LA CRUZ

ALUMNO: VICTOR RODOLFO BAUTISTA MARTINEZ

CARRERA: INGENIERIA PETROLERA

No. DE CONTROL: 12500571

FECHA DE ENTREGA: 23 DE NOVIEMBRE DEL 2012