EQUIPO: 5
ELECTROMECANICA
VESPERTINO
QUIMICA: REACCIONES QUIMICAS
INTEGRANTES:
VIRGINIA IVETT VAZQUEZ DIAZ
HELIODORO ROSAS MELGOZA
LUIS ENRIQUE HERNANDEZ CHEWEZ
JOB GUEVARA RODRIGUEZ
ANIVAR IVAN UREÑA MORALES
ROBERTO CAMARGO PEREZ
3.3.2.1Energía reticular
La energía reticular requerida para separar completamente un mol de
compuesto iónico en sus iones gaseosos. Partir de sus iones gaseosos. Presenta
dimensiones de energía/mol y las mismas unidades que la entalpia
estándar (
), pero de signo contrario, es decir kJ\ /mol. No es posible
medir la energía reticular directamente. Sin embargo, si se conoce la
estructura y composición de un compuesto iónico, puede calcularse, o estimarse,
mediante la ecuación que proporciona el modelo iónico y que se basa entre otras
leyes en la ley de coulomb. Alternativamente, se puede calcular indirectamente
a través de ciclos termodinámicos.
Modeloiónico
El modelo iónico, es el que considera al sólido
iónico como formado por cationes y aniones unidos por fuerzas electrostáticas,
es un caso límite de enlace en sólidos y es válido, solamente, cuando existe
una gran diferencia de electronegatividad entre ambos elementos. En un sólido
idealmente iónico, los electrones se
encuentran completamente localizados en los iones correspondientes y sujetos
sólo a la influencia de sus nucleos respectivos. No existe deslocalización de
electrones como en el caso de los sólidos metálicos ni compartición de los
mismos como en los sólidos covalentes. Como consecuencia de esta estricta
localización de los electrones, los sólidos iónicos no conducen la corriente
eléctrica, por lo que son aislantes.
La energía de red se puede determinar de un modo indirecto aplicando la
ley de hends, formación del compuesto iónico sólido por un camino directo, es
decir, a partir de los elementos que forman el compuesto en su estado estándar,
o bien la energía transferida en la formación de dicho compuesto a partir de
sus elementos en estado estándar pero a través de un camino indirecto que
comprende varias etapas:
- Proceso de formación de átomos en estado gaseoso a partir de los elementos en su estado estándar. En esta etapa generalmente habrá que tener en cuenta energías asociadas a la sublimación, vaporización o disociación de los elementos que formarán el compuesto iónico, y que dependerá del estado de agregación en el que estos se encuentren.
- Formación de los iones estables, que se encuentran en el retículo iónico, a partir de los elementos en estado gaseoso. Están implicadas la energía de ionización y la afinidad electrónica de dichos elementos.
- Formación de la red cristalina a partir de los iones estables gaseosos. Es una energía desprendida cuando se forma un compuesto iónico a partir de un metal y un no metal.
UNIDAD 4 REACCIONES QUIMICAS
4.1
COMBINACION DE REACCIONES QUIMICAS
Proceso en el
que una o más sustancias los reactivos se transforman en otras sustancias
diferentes los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la
formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el
hierro. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen
de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un
estudio cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según
cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en
cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes
conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente,
la carga eléctrica y la masa total.
Fenómeno
químico: Se llama a los sucesos observables sustancias
intervinientes "cambian" su composición química al combinarse entre
sí. A nivel subatómico las
reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los electrones de los átomos (enlace químico) de las
sustancias intervinientes. En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se
transforma su materia, manifiesta
energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su mayoría. La
sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser
quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes
fueron parte del papel original, y han sido alteradas químicamente.
CLASES O
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:
Reacción de
composición o síntesis: En las reacciones de síntesis
o composición es donde dos reactantes se combinan para formar un solo producto.
Muchos elementos reaccionan con otro de esta manera para formar compuestos, por
ejemplo:
2CaO(s) + 2H2O
(l)! 2Ca (OH)2(ac)
En esta fórmula
se mezclan 2 moles de oxido de calcio sólido con 2 moles de agua líquida
reacciona produciendo 2 moles de di hidróxido de calcio acuoso.
Reacción de descomposición
o análisis: Este tipo de reacción es contraria a la de composición o
síntesis ya que en esta no se unen 2 o más moléculas para formar una sola, sino
que una sola molécula se divide o se rompe para formar varias moléculas mas
sencillas, por ejemplo:
2HgO
(s) ! 2Hg(l) + O2(g)
en esta
formula una 2 molécula de oxido de mercurio sólido se descomponen o dividen
para formar 2 moléculas de mercurio y una de oxigeno, las cuales son más
sencillas que la primera.
Reacción de desplazamiento
o sustitución: En este tipo de reacción, un elemento libre
sustituye y libera a otro elemento presente en un compuesto, su ecuación general
es:
CuSO4 + Fe
! FeSO4 + Cu
En esta
reacción un mol de sulfato de cobre con 1 mol de hierro para formar sulfato de
hierro y cobreReacción de doble sustitución o doble desplazamiento: Son aquellas reacciones que se dan por intercambio de átomos entre los reactivos
AB +
CD----------------- AC + BD
Por Ejemplo:
K2S + MgSO4
! K2SO4 + MgS
En esta
reacción 1 mol de sulfuro de potasio reaccionan con sulfato de magnesio para
formar sulfato de potasio y sulfuro de magnesio.
Es difícil
encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse correctamente
como de doble sustitución.
Reacciones
de la química orgánica: Respecto a
las reacciones de la química orgánica, estas
pueden ser muy impredecibles ante los cambios realizados en la masa nos
referimos a ellas teniendo como base a diferentes tipos de compuestos como alcanos, alquenos, alquinos, alcoholes, aldehídos, cetonas, etc. que
encuentran su clasificación y reactividad o propiedades químicas en el grupo funcional que
contienen y este último será el responsable de los cambios en la estructura y
composición de la materia. Entre los grupos funcionales más importantes tenemos
a los dobles y triples enlaces y a los
grupos hidroxilo, carbonilo y nitro.
Rendimiento
de una reacción: La cantidad de producto que se suele obtener de una
reacción química, es menor que la cantidad teórica. Esto depende de varios
factores, como la pureza del reactivo, las reacciones secundarias que puedan tener lugar, es
posible que no todos los productos reaccionen, la recuperación del 100% de la
muestra es prácticamente imposible.
4.2
DESCOMPOSICION DE REACCIONES QUIMICAS
La descomposición química es un proceso
que experimentan algunos compuestos
químicos en el que, de modo
espontáneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia
compuesta se originan dos o más sustancias de estructura
química más simple. Es el
proceso opuesto a la síntesis
química.
La
ecuación química generalizada de una descomposición química es:
AB → A + B, o bien, Reactivo → A + B + ...
Un
ejemplo específico es la electrólisis de agua que origina hidrógeno y oxígeno,
ambos en estado gaseoso:
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g)
(es también una reacción del tipo REDOX)
La
descomposición química es, con frecuencia, una reacción
química no deseada, pues la
estabilidad de un compuesto es siempre limitada cuando se le expone a
condiciones ambientales extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, la humedad o ciertos compuestos químicos (ácidos, oxidantes, etc. ). Los casos más frecuentes de descomposición son la descomposición térmica o termólisis y la electrólisis. La descomposición química total de un compuesto origina los elementos que lo constituyen.
Una
definición más amplia del término descomposición también incluye la separación
de una fase en dos o más fases.
Procesos de descomposición
Salvo
en los casos de moléculas muy pequeñas, el proceso de descomposición es, en
general, muy complejo y no está bien definido. Es muy frecuente que una
molécula pueda dividirse en un conjunto de fragmentos más pequeños, con
diferentes modos de separación. Esta característica es utilizada en ciertas
técnicas analíticas, sobre todo la espectrometría de masas, el análisis
gravimétrico tradicional y el análisis termo gravimétrico. Se somete a un compuesto a un proceso de descomposición y se analizan
los fragmentos resultantes; tras su reconocimiento se puede inferir la
estructura de la molécula inicial.
Dentro
de este tipo de complicados procesos de descomposición se encuentran los
procesos de formación del suelo en los que se va disgregando y transformando la roca madre; la
descomposición de restos biológicos (residuos de animales y plantas...) que
convierten las complejas moléculas orgánicas en unidades más sencillas que
pueden ser de nuevo asimiladas por los organismos vivos (véase ciclo del carbono); o los procesos que intervienen en la digestión en la cual los nutrientes se descomponen en sustancias más simples
capaces de ser asimiladas por las células.
Tipos de descomposición y ejemplos
Hay
tres tipos de reacciones de descomposición, dependiendo del agente causante de
la misma:
- Térmica, producida por una
temperatura elevada.
- Electrolítica, producida por la corriente eléctrica
- Catalítica, producida por la acción
de un catalizador, que acelera una reacción que de otro modo sería muy
lenta.
2 H2O2 → 2 H2O + O2
Los
carbonatos se descomponen cuando se calientan, siendo una excepción notable el ácido
carbónico , H2CO3.
El ácido carbónico, que produce la efervescencia de los refrescos, latas de
bebida y otras bebidas carbonatadas, se descompone con el tiempo
(espontáneamente) en dióxido de carbono y agua.
H2CO3 → H2O + CO2
4.3
SUSTITUCION
Las reacciones de
sustitución son muy frecuentes en química orgánica, y se clasifican según su
mecanismo. Una sustitución radical transcurre a través de etapas intermedias en
las que existen radicales libres. Un ejemplo es la cloración del metano:
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
Las sustituciones son
aquellas en las que la reacción se produce a través de moléculas que poseen un par de electrones disponibles
.En las reacciones, inicialmente tiene una etapa lenta, se rompe un enlace y se
forma un ion carbonio positivo. Otro tipo de reacción es el de las
sustituciones electrófilas (SE). En ellas, una especie activa cargada
positivamente moléculas ricas en
electrones, como los hidrocarburos aromáticos. Un ejemplo es la sulfonación del
benceno:
C6H6 + H2SO4
C6H5SO3H + H2O
El metal desplaza a los
hidrógenos del ácido transformando en una sal y liberando hidrógeno gaseoso. Un
ejemplo es la reacción entre el ácido clorhídrico y el zinc metálico
2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2
Al realizar esta reacción se
utiliza el zinc en polvo, siendo más activo que el hidrógeno lo desplaza y
forma la sal incolora de cloruro de zinc que es soluble en agua observándose,
además, las burbujas que se desprenden de hidrógeno. Cuando reacciona un metal
con un ácido poliprótico es posible que se produzca un total o parcial
desplazamiento de los hidrógenos, se formen sales neutras o ácidas. Al reaccionar sodio con ácido sulfúrico son
posibles los siguientes resultados:
H2SO4 + 2 Na → Na2SO4 + H2
2 H2SO4 + 2 Na → 2 NaHSO4 + H2
En la primera reacción se
produce sal neutra sulfato de sodio,
mientras que en la , Segunda produce la sal sulfato ácido de sodio o bisulfato
de sodio. En la reacción entre cobre (metal polivalente) y ácido sulfúrico son
posibles los siguientes resultados
H2SO4 + 2 Cu → Cu2SO4 + H2 Sulfato de cobre (I)
H2SO4 + Cu → CuSO4 + H2 Sulfato cúprico
2 H2SO4 + 2 Cu → 2 CuHSO4 + H2 Sulfato ácido de cobre (I)
Es necesario disponer de la
tabla de Cuando la base es de un metal polivalente o de un ácido poliprótico es
posible que se forme más de una sal. Algunos ejemplos son:
H2SO4 + 2 KOH → K2SO4 + 2 H2O Sulfato de potasio
H2SO4 + KOH → KHSO4 + H2O Sulfato ácido de
potasio
2 HNO3 + Cu(OH)2 → Cu (NO3)2 + 2 H2O Nitrato cúprico
HNO3 + CuOH → CuNO3 + H2O Nitrato cuproso
Reacción: Acido 1 + Sal → Acido 2 + Sal 1
Un ejemplo de este caso es
la reacción entre el ácido soluble en agua
H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 ↓ + 2 HCl
Al producirse la doble
sustitución se observa la formación de un precipitado de color blanco
correspondiente al sulfato de bario.
4.4 NEUTRALIZACION
Una reacción de
neutralización es una reacción entre un acido y una base. Cuando en la
reacción participan un ácido fuerte y una base fuerte se obtiene sal neutra y agua. Mientras que si una de las
especies es de naturaleza débil se obtiene su respectiva especie conjugada y
agua. Así pues, se puede decir que la neutralización es la combinación de
cationes hidrogeno y de aniones hidróxido para formar moléculas de agua. Durante este proceso se
forma una sal. Las reacciones de neutralización son generalmente exotérmicas lo
que significa que desprenden energía en forma de calor.
Generalmente la
siguiente reacción ocurre:
Ácido
+ base → sal
haloidea + agua
Este tipo de
reacciones son especialmente útiles como técnicas de análisis cuantitativo. En
este caso se puede usar una solución indicadora para conocer el punto en el que
se ha alcanzado la neutralización completa. Algunos indicadores son la fenolftaleína (si los elementos a neutralizar
son acido, clorhídrico e hidróxido de
sodio), azul de safranina, azul del metileno etc. Existen también métodos
electroquímicos para lograr este propósito como el uso de un pH
metro o la conductimétria.
- Cuando la neutralización
se produce entre una base fuerte y un ácido débil. El anillo del ácido sufre
una hidrólisis produciéndose iones hidróxido, por lo que el pH es > 7.
Cuando la
neutralización se produce entre una base débil y un ácido débil. El anión del
ácido sufre una hidrólisis al igual que el catión de la base, por lo que el pH
es < 7 si es más débil la base y es >7 si es más débil el ácido.
La elección del
indicador adecuado para determinar el punto de equivalencia dependerá del pH
final, que tiene que estar dentro del intervalo en el que el indicador sufre el
cambio de color
4.5 Óxido – Reducción.-
Reacciones de óxido reducción o redox: Son aquellas reacciones en las cuales los átomos
experimentan cambios del número de oxidación. En ellas hay transferencia de
electrones y el proceso de oxidación y reducción se presentan simultáneamente,
un átomo se oxida y otro se reduce. En estas reacciones la cantidad de
electrones perdidos es igual a la cantidad de electrones ganados.
Número de oxidación o estado de oxidación: es el número que se asigna a cada tipo de átomo de un
elemento, un compuesto o ión, y que representa el número de electrones que ha
ganado, perdido o compartido. El número se establece de manera arbitraria, pero
su asignación se basa en diferentes postulados.
Existen
diferentes definiciones sobre oxidación y reducción:
·
Oxidación: es un incremento algebraico del número de oxidación y corresponde a la
perdida de electrones. También se denomina oxidación la pérdida de hidrógeno o
ganancia de oxígeno.
·
Reducción: es la disminución algebraica del número de oxidación y corresponde a la
ganancia de electrones. Igualmente se define como la pérdida de oxígeno y
ganancia de hidrógeno.
Para determinar cuando un elemento se oxida o se
reduce puede utilizarse la siguiente regla práctica:
ü Si el elemento cambia su número de oxidación en este
sentido
SE OXIDA
ü Si el elemento cambia su número de oxidación en este
sentido
SE REDUCE.
Agentes oxidantes: son especies químicas que ganan electrones, se reducen y oxidan a otras
sustancias.
Agentes reductores: son especies químicas que pierden electrones, se oxidan y reducen a otras
sustancias.
4.6 APLICACIONES.-
1-¿Qué son las pilas?
Se entiende
por pila o acumulador eléctrico a aquel artilugio capaz de acumular y
proporcionar energía eléctrica gracias a ciertas reacciones químicas que tienen
lugar en su interior. Las pilas y acumuladores eléctricos aparecen en el
mercado en distintos formatos
Existen distintas formas de clasificar las pilas. Una, la más evidente, es atendiendo a su geometría. Podemos distinguir así entre pilas cilíndricas y pilas de botón. Las pilas cilíndricas son las que se utiliza en walkmans, radio-cassetes, controles, .... Las pilas de botón son las que se utilizan en relojes, cámaras fotográficas, .... se pueden clasificar consultando a los materiales que integran la pila, es decir, los productos químicos que reaccionan para proporcionar la corriente eléctrica. A continuación describiriremos los diferentes tipos de pilas que existen en el mercado.
Existen distintas formas de clasificar las pilas. Una, la más evidente, es atendiendo a su geometría. Podemos distinguir así entre pilas cilíndricas y pilas de botón. Las pilas cilíndricas son las que se utiliza en walkmans, radio-cassetes, controles, .... Las pilas de botón son las que se utilizan en relojes, cámaras fotográficas, .... se pueden clasificar consultando a los materiales que integran la pila, es decir, los productos químicos que reaccionan para proporcionar la corriente eléctrica. A continuación describiriremos los diferentes tipos de pilas que existen en el mercado.
Pilas salinas: En estas
pilas cilíndricas, los reactivos químicos son zinc y óxido de manganeso. Además, para que se produzca la reacción, es
necesaria la presencia de cloruro de zinc y cloruro amónico. Todos estos
productos son relativamente poco peligrosos para el medio ambiente. Estas son
las pilas que se utilizaban hace más de diez años, y que tenían una carcasa de
plástico. Cuando se agotaban, estas pilas se deformaban. Actualmente, todas las
pilas cilíndricas tienen una carcasa blindada, por lo que ya no se puede
observar esta característica de las pilas salinas.
Pilas alcalinas: Los
reactivos químicos son los mismos que en la pila salina, pero el cloruro de
zinc y el cloruro de amonio son sustituidos por hidróxido de potasio disuelto
en agua. El hidróxido de potasio es una base, un álcali, y de ahí el nombre de
este tipo de pilas. Esta disolución de hidróxido de potasio es muy corrosiva,
por lo que, para su comercialización, se desarrollaron las carcasas blindadas,
con el fin de evitar su fuga. Hoy en día, estas carcasas blindadas se utilizan
en todas las pilas cilíndricas. Estas pilas duran más que las salinas.
La pila de Leclanché o pila seca: Esta pila recibe el nombre de pila seca porque no
contiene un líquido como solución electrolítica. Fue patentada en 1886 y es la
pila común que utilizamos para hacer funcionar linternas, juguetes, radios, etc
Pilas de botón alcalinas: Existen dos tipos de pilas de botón alcalinas: las pilas de mercurio y las de plata. En ambos casos, la reacción se produce en presencia de una disolución concentrada de hidróxido de potasio. En las pilas de mercurio, los reactivos son zinc y óxido de mercurio, produciéndose en el proceso de descarga mercurio. En las pilas de plata, los reactivos son zinc y óxido de plata. El impacto medioambiental de las pilas de mercurio es considerablemente mayor que el de las pilas de plata. El mercurio es, como el cadmio, un elemento extremadamente tóxico.
Pilas de Litio: Las baterías basándose en iones de Litio son las baterías mas recientes
en el mercado de los telefonos moviles. Consiguen un almacenamiento muy
superior de energia, aumentando considerablemente el tiempo de accion del
telefono movil. Son tambien muy leves, pesando cerca de la mitad de una NiCd
equivalente. Pilas de botón alcalinas: Existen dos tipos de pilas de botón alcalinas: las pilas de mercurio y las de plata. En ambos casos, la reacción se produce en presencia de una disolución concentrada de hidróxido de potasio. En las pilas de mercurio, los reactivos son zinc y óxido de mercurio, produciéndose en el proceso de descarga mercurio. En las pilas de plata, los reactivos son zinc y óxido de plata. El impacto medioambiental de las pilas de mercurio es considerablemente mayor que el de las pilas de plata. El mercurio es, como el cadmio, un elemento extremadamente tóxico.
A pesar del
precio elevado las ventajas de las baterias de Litio las han popularizado y han
hecho que se tornen equipos de serie para muchos modelos de telefonos moviles y
otros artefactos.
2-) Existen
distintos tipos de reacciones para cada pila o batería en el mercado peor todas
tienen algo en común y es el hecho de que todas cuentan con un anodo que
es en el cual se produce la oxidación de el compuesto o elemento formándola y un catodo que es en el cual
se produce la reducción. A continuación describiremos cuales en los
distintos tipos de pilas son las reacciones producidas.
Pila alcalina: Son las pilas que utilizamos para aparatos como walkman, juguetes, etc.
y cuentan con una composición de Zinc y Manganeso siendo el zinc el ánodo y el
manganeso el cátodo.
La ecuación
que se ve para esta reacción es la sgte. :
Zn Zn2+ + 2e-
Mn2+ + 2 H2O MnO2 + 4 H+ + 2e-
Zn Zn2+ + 2e-
MnO2 + 4 H+ + 2e- Mn2+ + 2 H2O
____________________________________________
MnO2 + 4 H+ + Zn Mn2+ + 2 H2O + Zn2+
____________________________________________
MnO2 + 4 H+ + Zn Mn2+ + 2 H2O + Zn2+
Pilas de Boton
En estas
pilas se ve como el mercurio reacciona con zinq con el mercuio reacciona
creando así una tension de corriente duradera.
La ecuación
para esta pila es:
Oxidación (ánodo): Zn(Hg) + 2 OH- - 2e- ZnO + H2O
Reducción (cátodo): HgO + H2O + 2e- Hg + 2 OH-
Reacción global: Zn(Hg) + HgO ZnO + Hg
Las pilas de litio: el potencial litio es muy negativo, éste se utiliza como ánodo en este
tipo de pila. Para aprovechar su potencial se han desarrollado pilas que
utilizan litio como ánodo, y materiales como el bióxido de manganeso (MnO2)
para la reacción catódica.
La pila de Leclanché o pila seca: Es un de las mas famosas con la alcalina. En esta
pila el ánodo corresponde a una envoltura de zinc y el cátodo a un electrodo
inerte de grafito (carbono). Las reacciones que ocurren en esta pila son:
Oxidación (ánodo): Zn - 2e- 2Zn2+
Reducción (cátodo): 2 MnO2 + 2 NH4+ + 2e- Mn2O3 + 2 NH3 + H2O
Reacción global: Zn + 2 MnO2 + 2 NH4 Zn2+ + Mn2O3 + H2O + 2 NH3}
Las reacciones de oxidación-reducción son muy
frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de
las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente
determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y
la fotosíntesis.
La electrólisis de las disoluciones salinas es una
reacción de oxidación-reducción: se produce
oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo.
Para llevar a cabo una electrólisis se establece una
diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la
reacción deseada.
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