Download 6. Reacciones energéticas y acuosas

6. Reacciones energéticas y acuosas
Este tipo de reacciones son muy importantes en el mundo que nos rodea.
Van desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de
los blanqueadores de ropa, sin dejar de lado todas las reacciones de
oxidación-reducción que ocurren dentro del organismo humano.
Muchas reacciones redox se llevan a cabo en medio acuoso, donde se
facilita la transferencia de electrones, característica fundamental de
este tipo de reacciones, pero no necesariamente se necesita un medio
acuoso para llevar a cabo reacciones de oxidación-reducción.
Un ejemplo de reacciones redox es la siguiente:
2Ca(s) + 02(g) → 2CaO(s)
A partir de la cual, se obtienen dos semireacciones:
2Ca0 → 2Ca2+ + 4e-
Oxidación
O20 + 4e- → 202-
Reducción
6. Reacciones energéticas y acuosas
Cada una de estas fases se denominan semirreacción y explícitamente
muestran los electrones transferidos en la reacción. En este caso, el
calcio, al perder electrones, se oxida y reduce al oxígeno, por lo cual
el calcio es un agente reductor. El oxígeno al aceptar electrones se
reduce, actuando como agente oxidante.
La suma de las dos semirreacciones produce la reacción global.
2Ca0 + O20 + 4e- → 2Ca2+ + 202- + 4eLo cual nos lleva a:
2Ca2+ + 202- → 2Ca0
Como se puede observar, la magnitud de la oxidación debe ser igual a la
magnitud de la reducción. Es decir, el número de electrones que
pierde el agente reductor debe ser igual al número de electrones
ganados por el agente oxidante.
6. Reacciones energéticas y acuosas
Ejercicio:
Identificar el agente reductor y el agente oxidante de la siguiente reacción:
Zn(s) + CuSO4(ac) → ZnSO4(ac) + Cu(s)
Se separan los iones:
Zn0(s) + Cu2+(ac) + SO42-(ac) → Zn2+(ac) + SO42-(ac) + Cu0 (s)
De donde nos queda,
Zn0 (s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu0 (s)
Por lo que, las dos semirreacciones son:
Zn0 (s) → Zn2+(ac) + 2e-
Oxidación
Cu2+ + 2e- → Cu0 (s)
Reducción
6. Reacciones energéticas y acuosas
Número de oxidación.
Las definiciones de oxidación y reducción que en un principio se aplicaban a
compuestos iónicos se aplican, hoy en día, también a las reacciones
donde hay una transferencia parcial de electrones.
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)
Para tener un seguimiento de la transferencia electrónica es conveniente
asignar números de oxidación a los reactivos y productos. El número de
oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa
el número de cargas que tendría un átomo en una molécula (o en un
compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos totalmente.
H02(g) + Cl02(g) → 2H+1Cl-1(g)
Donde está claro que el hidrógeno pierde electrones y por lo tanto es el
agente reductor y el cloro ganó electrones (se redujo), por lo que es el
agente oxidante.
6. Reacciones energéticas y acuosas
Reglas para asignar números de oxidación.
1.
En los elementos libres (H02, Br02, Na0, S0, etc), cada átomo tiene un número de
oxidación de cero.
2.
Para los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ión (Li +1,
Ba+2, Fe+3, I-1).
3.
El número de oxidación del oxígeno generalmente es igual a -2, a excepción de cuando
forma peróxidos (H+12O-12) o superóxidos (-1/2).
4.
El número de oxidación del hidrógeno generalmente es igual a +1, a excepción de
cuando actúa como hidruro (Ej. Na+1H-1).
5.
El Flúor, al igual que el resto de los halógenos, siempre tiene número de oxidación de -1,
a excepción de cuando forman compuestos con el oxígeno, donde adquieren números de
oxidación positivos (H+1Cl+1O-2, H+1Cl+7O-24).
6.
En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos sus átomos debe
ser cero. En el caso de iones poliatómicos, la suma debe ser igual a la carga del ión. Por
ejemplo (P+5O-24)-3.
7.
Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1(ej. Na+1), los
alcalinoterreos +2 (ej. Ca+2) y el aluminio +3 (Al+3).
6. Reacciones energéticas y acuosas
Reglas para asignar números de oxidación.
Notas:
a)
Los elementos metálicos solo tienen números de oxidación positivos.
Los no metálicos pueden tener números de oxidación positivos y
negativos.
b)
El máximo número de oxidación de un elemento representativo (IA a
VIII A) es el número de su grupo en la tabla periódica. Un halógeno,
por ejemplo, puede tener un número de oxidación de +7 (H+1Cl+7O-24).
c)
Los metales de transición, por lo general, tienen varios números de
oxidación posibles (Fe+2, Fe+3, Cu+1, Cu+2, etc)
Ejemplos de asignación de números de oxidación:
a) Na+13P+5O-24
d) B+3F-13
b) Al+32(S+6O-24) 3 -2
c) S+4O-22
6. Reacciones energéticas y acuosas
Tipos de reacciones de oxidación-reducción.
Existen cuatro tipos comunes de reacciones redox:
1)
Reacciones de combinación o de síntesis.
2)
Reacciones de descomposición.
3)
Reacciones de desplazamiento
4)
Reacciones de dismutación.
Las reacciones de síntesis son aquellas en las que dos o mas sustancias se
combinan para formar un solo producto:
A+B→C
Ejemplos:
H02(g) + Cl02(g) → 2H+1Cl-1 (g)
2Zn0(s) + O02(g) → 2Zn+20-2 (s)
6. Reacciones energéticas y acuosas
Tipos de reacciones de oxidación-reducción.
Una reacción de descomposición puede ser la ruptura de un compuesto en
dos o más componentes.
C →A+B
Ejemplos:
2K+1Cl+5O-23 → 2K+1Cl-1 (g) + 3O02
N-3H+14N+5O-23(s) → N+12O-2(g) + 2H+12O-2(g)
Las reacciones de desplazamiento son aquellas donde un ión (o un átomo)
de un compuesto se reemplaza por un ión (o un átomo) de otro
elemento.
A + BC → B + AC
Este tipo de reacciones tienen una gran aplicación en la industria.
6. Reacciones energéticas y acuosas
Tipos de reacciones de oxidación-reducción.
Las reacciones de descomposición las podemos agrupar en tres
subcategorías:
a)
Desplazamiento de hidrógeno
2Na0(s) + 2H+12O-2 (1) → 2Na+1O-2H +1 (ac) + H02
2Al0(s) + 3H+12O-2 (g) → 2Al2+3O-23(ac) + 3H02
b)
Desplazamiento de metal
Fe0(s) + Cu+2S+6O-2 4(ac) → Fe+2S+6O-24(ac) + Cu0(s)
Pb+2(N+5O-23)2(ac) + 2K+1I-1(ac) → Pb+2I-12(s) + 2K+1N+5O-23(ac)
c)
Desplazamiento de halógenos.
Cl02(g) + 2K+1Br-1 (ac) → 2K+1Cl-1(ac) + Br02(l)
El desplazamiento de un halógeno por otro se debe a la reactividad de los
mismos ( F2> Cl2>Br2>I2)
6. Reacciones energéticas y acuosas
Tipos de reacciones de oxidación-reducción.
Una reacción de dismutación es un tipo especial de reacción redox, donde
un mismo elemento se oxida y se reduce al mismo tiempo.
Ejemplos:
2H+12O-12 (ac) → 2H2+1O-2(l) + O02(g)
Cl0(g) + 2Na+1O-2H+1(ac) → Na+1Cl+1O-2(ac) + Na+1Cl-1 + H+12O-2(l)
La última reacción produce el ión hipoclorito (ClO)-1 que es el principal
componente del cloro doméstico.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Hasta antes del siglo XVIII, la mayoría de los científicos aceptaban la
teoría calórica del calor. El calórico era una sustancia fluida hipotética
presente en la materia que supuestamente fluía de un cuerpo caliente a
uno frío. La cantidad de calórico perdida por el cuerpo caliente era
igual a la ganada por el cuerpo frio. Se creía que la cantidad total de
calórico se conservaba en todos los procesos.
En el siglo XVII, Robert Boyle e Isaac Newton y otros científicos
empezaron a cuestionar la teoría del calórico y propusieron que el calor
es una manifestación del movimiento de las partículas. En 1842,
Julius Robert Mayer concluyó que el trabajo que llevan a cabo los seres
humanos se deriva de los alimentos que ingieren, sugiriendo además
que la energía total se conserva. Al mismo tiempo, James Prescott Joule
llevó a cabo experimentos precisos sobre la interconversión de trabajo
y calor en diversas condiciones y se dio su nombre a la unidad moderna
de trabajo, calor y energía, el Joule (J).
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
La primera ley de la termodinámica, que se basa en la ley de la
conservación de la energía, establece que “la energía se puede
convertir de una forma a otra, pero no se puede crear ni destruir”.
Nota: Tanto el calor como el trabajo son cantidades que describen la
transferencia de energía de un sistema a otro. Por lo tanto, no son
funciones de estado. La energía, en cambio, si es una función de
estado.
La termodinámica estudia casi exclusivamente cambios de energía, lo cual
puede suceder:
a) AEnvolumen
este casoconstante
ingresa calor al
sistema y el ∆U = U2 – U1 = q
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
b) A presión constante
En este caso el sistema ejerce un
trabajo sobre los alrededores y el ∆U =
U2 – U1 = – W, el cual se ha convenido
definirlo como W = – P∆V
En ninguno de los dos casos es necesario conocer U1 y U2, ya que ∆U
depende del calor y del trabajo.
En general, cuando queremos conocer el diferencial de energía interna es
necesario considerarAlaesto
transferencia
de como
calor y/o
trabajo.
se le conoce
primera
ley de la termodinámica.
∆U = q + w
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Ahora podemos decir que la energía es la capacidad de un cuerpo para
desarrollar un trabajo o transferir calor.
Tanto el calor como el trabajo son cantidades que describen la
transferencia de energía de un sistema a otro. Por lo tanto, no son
funciones de estado. La energía, en cambio, si es una función de
estado. La primera ley es esencialmente el principio de conservación
de la energía.
Ciertas propiedades macroscópicas tienen valores fijos para un estado en
particular del sistema, mientras que otras no. Por ejemplo. Si se
mantiene 1 g de agua en un recipiente a 25°C y una presión de 1 bar,
tendrá un valor aproximado de 1 cm3. Siempre que se cumplan las
cuatro condiciones, se tiene agua en el mismo estado, lo cual significa
que la cantidad total de energía en las moléculas es la misma. Por eso,
se dice que la energía es una función de estado
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Además, en este caso, la masa, la temperatura, la presión y el volumen son
funciones de estado. Esto es, dependen del estado inicial y final del
sistema y no del proceso mediante el cual cambiaron de estado.
T = 25°C
T = 26°C
ΔT = 1°C
T = 25°C
T = 26°C
ΔT = 1°C
El cambio de temperatura depende del estado inicial y final, sin importar si
el incremento fue debido al calor o al trabajo desarrollado sobre el
sistema.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Ejercicios:
1.
Cierto gas se expande de un volumen de 2.0 a 6.0 L a temperatura
constante. Calcule el trabajo realizado por el gas si la expansión ocurre
a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 1.2 atm.
2.
Un gas se expande de 264mL a 971 mL a temperatura constante.
Calcule el trabajo realizado por el gas (en Joules) si se expande a)
contra el vacío y b) contra una presión constante de 4.0 atm.
3.
El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de
462 J. durante este proceso hay una transferencia de calor de 128 J del
gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este
proceso.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Ejercicios:
4.
Un gas se expande y realiza un trabajo P-V sobre los alrededores igual
a 279J. Al mismo tiempo, absorbe 216 J de calor de los alrededores.
¿Cuál es el cambio en la energía del sistema?
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Procesos a presión constante
En la mayoría de los sistemas químicos se estudian procesos que ocurren
en recipientes abiertos (presión constante). Si queremos aplicar la
primera ley a este tipo de procesos, tenemos que:
o bien,
Si el proceso es a presión constante,
Al integrar la ecuación, obtenemos:
O bien,
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Procesos a presión constante
A la relación U + PV se le dio el nombre de entalpía y se representa con la
letra H, por lo que:
O sea, que a presión constante el calor es igual al cambio de entalpía. El
término entalpía significa contenido calórico en la literatura antigua y,
al igual que la energía interna, la entalpía es una función de estado.
Otra forma de calcular el cambio de energía interna de una reacción con
gases, es suponer un comportamiento ideal y temperatura constante.
En este caso:
O bien,
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Ejercicio:
Calcular el cambio de energía interna cuando dos moles de CO se
convierten en dos moles de CO2 a 1 atm y 25C, mediante la siguiente
reacción:
2 CO(g) + 02(g) → 2CO2(g)
ΔH = -566 kJ
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Calor específico (s)
El calor específico de una sustancia es la cantidad de calor necesario para
elevar en un grado centígrado (1K) la temperatura de un gramo de
sustancia.
Capacidad calorífica (C)
Es la cantidad de calor necesario para elevar en un grado centígrado (1K)
la temperatura de una determinada cantidad de sustancia.
El calor específico es una propiedad intensiva , en tanto que la capacidad
calorífica es una propiedad extensiva. La relación entre estas dos
propiedades está dada por:
C = ms, donde m es la masa.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
I. Primera ley de la Termodinámica
Cuando se mide la capacidad calorífica a volumen constante es igual a:
, mientras que a presión constante,
Ejercicios:
1.
Calcular la capacidad calorífica de 60 g de agua, si el calor específico
del agua es de 4.184 J/gK.
2.
Una muestra de 466 g de agua se calienta desde 8.5·C hasta 74.6·C.
Calcular la cantidad de calor absorbido por el agua.
3.
Una muestra de 1.435 g de naftaleno se quema en una bomba
calorimétrica a volumen constante. Si la temperatura del agua (2000 g)
se eleva desde 20.17·C hasta 25.84·C y la capacidad calorífica de la
bomba calorimétrica es de 1.8 kJ/·C, calcular la cantidad de calor
absorvido por el agua.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
II. Segunda ley de la Termodinámica
Concepto de Entropía.
La entropía (significa orientar) es una propiedad termodinámica que se
representa con la letra S y aplica para procesos reversibles, por definición,
La relación entre la entropía y la espontaneidad de una reacción queda
expresada en la segunda ley de la termodinámica: la entropía del universo
aumenta en un proceso espontáneo y se mantiene constante en un
proceso que se encuentra en equilibrio.
Para un proceso reversible, el cambio de entropía total siempre es igual a
cero
6. Reacciones: energéticas y acuosas
II. Segunda ley de la Termodinámica
Para un proceso a presión constante, el cambio de entropía es:
Para la expansión o compresión de un gas, el calor reversible es:
Ejercicios:
1.
A 25·C, 1 mol de gas ideal se expande isotérmicamente de 2 a 20 dm3.
Calcular el cambio d entropía.
6. Reacciones: energéticas y acuosas
III. Tercera ley de la Termodinámica
También conocida como teorema d calor de Nersnt, dice que “los cambios
de entropía son iguales a cero en el cero absoluto”. O bien, en su
enunciado mas reciente:
“La entropía d una sustancia pura en equilibrio termodinámico
tiende a cero cuando la temperatura de la sustancia se acerca al cero
absoluto”
Aplica aún y cuando se
presente variación de
presión.