Química BAC2 Resumen

Colegio Santa María del Mar. Jesuitas. A Coruña

LOS GASES IDEALES ECUACIÓN DE ESTADO DE LOS GASES IDEALES n = moles P = presión V = volumen R = constante universal de los gases ideales R = 0,082 atm·l/mol·K = 8,3149 J/K·mol (en el S.I)

P·V = n·R·T

ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES P⋅V =cte T

Si n, R = cte

Por lo tanto:

P 1⋅V 1 P 2⋅V 2 = T1 T2

ECUACIÓN DE BOYLE-MARIOTTE Si n, R, T = cte

P·V = cte

Por lo tanto:

P1·V1 = P2·V2

ECUACIÓN DE CHARLES / 1ª LEY DE GAY-LUSSAC Si n, R, P = cte

V =cte Por lo tanto: T

V1 V2 = T1 T2

ECUACIÓN DE LA 2ª LEY DE GAY-LUSSAC P1 P 2 P =cte = Si n, R, V = cte Por lo tanto: T T1 T 2 RELACIÓN ENTRE LA DENSIDAD Y LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES Teniendo en cuenta que: n= masa/ masa molecular y ρ = masa/ volumen P·V = n·R·T P·V = m / MM·R·T P·MM = m / V·R·T P·MM = ρ·R·T

MM = masa molecular ρ = densidad

EN UNA MEZCLA DE VARIOS GASES: cada gas ejerce una presión parcial (Pi) que es la que ejercería si ocupase el solo el recipiente a la misma temperatura a la que se encuentra la mezcla de gases. Donde χi = fracción molar Pi = PT · χ i χ i = ni / n T ni = moles iniciales; nT = moles totales Química 2º de Bachillerato

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• • • •

Los gases reales, a presiones reducidas ( cercanas a cero) tiene un comportamiento semejante al de un gas ideal. Las condiciones normales de presión y temperatura para los gases son 273 K (00C) y 1 atm. Las condiciones estándar de presión y temperatura para los gases son 298 K (250C) y 1 atm. Para sustancias en disolución la concentración molar ( en condiciones estándar) es 1 M. La unidades de presión más utilizadas son: 1 atm = 101300 Pa 1 atm = 760 torr 1 atm = 760 mmHg 1 atm = 1 bar

FÓRMULA EMPÍRICA Y FÓRMULA MOLECULAR FÓRMULA EMPÍRICA: indica la relación entera más sencilla que existe entre los átomos de los elementos que forman un compuesto. FÓRMULA MOLECULAR: expresa la relación real que existe entre los átomos que forman el compuesto. RELACIÓN ENTRE MASA MOLAR REAL Y MASA MOLAR EMPÍRICA: Masa molar real = a · Masa molar empírica COMPOSICIÓN CENTESIMAL: expresa el porcentaje, en masa, de cada uno de los elementos que lo forman.

• • •

A partir de la composición centesimal se puede determinar la fórmula empírica de un compuesto y viceversa. Para determinar la fórmula molecular necesitamos conocer la masa molecular. Un compuesto hidratado es un compuesto que contiene agua de cristalización en su estructura, por lo que para determinar la fórmula de un hidrato es necesario calcular el número de moléculas de agua de cristalización que contiene.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS REACTIVO LIMITANTE: se consume en su totalidad por lo que limita la cantidad de producto que se forma. RIQUEZA DE UNA MUESTRA: R = (mreactivo / mmuestra)·100 RENDIMIENTO DE UNA REACCIÓN QUÍMICA: R = (mreal / mteórica)·100 Química 2º de Bachillerato

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TERMOQUÍMICA TRABAJO Y CALOR: CALOR:

Q = m·Ce·ΔT

Q = m·L

donde Q = calor m= masa Ce = calor específico ΔT = diferencia de temperatura = Tf - Ti *

L = calor latente * NOTA: esta expresión se utiliza cuando no tenemos una diferencia de temperatura pero si existe un cambio de estado (sólido, líquido, gas)

UNIDADES: Q= J (Joules) en el S.I 1 J = 0,24 calorías 1 caloría = 4,18 J •

Si se mezclan dos sustancias, con temperatura diferente, se alcanza el equilibrio térmico a una temperatura de equilibrio, por lo tanto se cumple: - Qcedido = Qabsorbido Por lo tanto, debe analizarse el sistema para cada una de las sustancias que intervienen teniendo en cuenta el tipo de calor cedido o absorbido, es decir, si existen cambios de estado y/o cambios de temperatura hasta alcanzar al temperatura de equilibrio. Un ejemplo sencillo, es el agua, que para transformarse de hielo a vapor tenemos que tener en cuenta dos cambios de estado ( de sólido a líquido y de líquido a vapor) y cambios de temperatura. En el siguiente ejemplo analizaremos el paso de hielo desde – 10 0C a agua a 1000C.

sólido – 100C

Q1

→

sólido 00C

Q2

→

líquido

Q3

→

00C

líquido 1000C

Q4

→

vapor 1000C

QT = Q1 + Q2 + Q3 + Q4 Q1 = m Ce ΔT = m Ce (00 C - (-100C)) Q2 = m Lf Q3 = m Ce ΔT = m Ce (1000 C – 00C) Q4 = m Lv donde: Lf = calor latente de fusión. Lv = calor latente de vaporización.

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TRABAJO (REVERSIBLE) MECÁNICO DE EXPANSIÓN Y COMPRESIÓN DE UN GAS: Si P = cte W1→2 = P (V2 – V1) = P·Δ V Si tenemos una reacción química en la que intervienen gases: P·Δ V = Δ n·R·T Δ n= Σ n productos - Σ n reactivos Por lo que: W1→2 = Δ n·R·T PRIMER PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: “en un sistema aislado la energía total se conserva”. Donde U = energía interna ( energía total del sistema) ΔU = Q - W Q = calor W = trabajo • Si P = constante ΔU = Q – P · ΔV •

Si V = constante

ΔU = Qv

ENTALPÍA ( Δ H) : es el calor a presión constante: • • • • •

Mediante el primer principio de la termodinámica podemos comprobar que un sistema tiende a evolucionar hacia los estados de menor entalpía. Proceso endotérmico: Δ H > 0 el proceso necesita que le suministren energía en forma de calor para realizarse. Proceso exotérmico: Δ H < 0 el proceso desprende energía en forma de calor. La entalpía es una función de estado, por lo que, la variación de entalpía de una reacción sólo depende de los estados final e inicial y no de los procesos intermedios. La entalpía de cualquier reacción química se puede expresar como: ΔΗR = Σnproductos ΔΗf

• • •

ΔH = Qp

productos

- Σn reactivos ΔΗf reactivos

donde: ΔΗf = entalpía de formación.

Las unidades más comunes de entalpía son kJ o bien J. Una vez obtenido el calor de una reacción para calcular el calor desprendido para unos moles diferentes a los de la estequiometría de la reacción se realiza la siguiente operación: (Qreacción / nº mol de la estequiometría de la reacción) · nº molproblema Para calcular la energía de enlace ( energía necesaria para romper un mol de los enlaces que se están considerando): ΔΗR = ΔΗ0enlaces rotos - ΔΗ0 enlaces formados

SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA: “ En todo proceso espontáneo se produce un aumento de la entropía total del universo” ( podemos deducir, por tanto que un sistema tiende a evolucionar hacia los estados de mayor entropía) ENTROPÍA: medida del grado de desorden. Se representa con la letra S. La entropía es una función de estado por lo tanto lo que lo que se estudia en un proceso es ΔS. Su unidad es J/mol K ΔЅ = Sproductos - Sreactivos Química 2º de Bachillerato

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ENERGÍA LIBRE DE GIBBS: es la función que une el 1º principio de la termodinámica con el 2º, es decir, en su expresión aparecen ΔΗ y ΔЅ: G = H - T·S •

G al ser función de estado, si el proceso transcurre a temperatura constante: ΔG = ΔΗ - T·ΔЅ

•

Si la presión y la temperatura permanecen constantes: ΔGsistema = Proceso en equilibrio. ΔGsistema < 0 Proceso espontáneo. ΔGsistema > 0 Proceso no espontáneo.

• •

Proceso espontáneo es todo proceso que puede suceder por si solo Proceso no espontáneo es un proceso que necesita que se active para que se produzca.

EQUILIBRIO QUÍMICO Si consideramos la reacción: a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) •

Constante de equilibrio (Kc): es la constante expresada en función de las concentraciones en el equilibrio. c d [C ] ⋅[ D] K c= a b [ A] ⋅[ B ]

•

Constante de equilibrio (Kp): es la constante expresada en función de las presiones en el equilibrio. K p=

RELACIÓN ENTRE KC Y KP :


c

d

a

b

P C⋅P D P A⋅P B

KP = KC (R T)Δ n

donde Δn = Σnproductos – Σnreactivos

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COCIENTE DE REACCIÓN (Q) : c

Qc=

• • •

d

[C ] ⋅[ D] [ A]a⋅[ B ]b

Esta expresión solo se utiliza cuando el valor de las concentraciones no son en equilibrio. Si Kc > Qc el sistema evoluciona hacia la derecha (→), hacia los productos Si Kc = Qc el sistema está en equilibrio. Si Kc < Qc el sistema evoluciona hacia la izquierda (←), hacia los reactivos.

GRADO DE DISOCIACIÓN (α) : es la fracción de mol de compuesto que se ha disociado. α=

n disociado n inicial

PROCEDIMIENTO PARA LA RESOLUCIÓN DE LOS PROBLEMAS DE EQUILIBRIO 1. 2. 3. 4.

Escribir la reacción que vamos a estudiar ajustada estequiométricamente. Indicar los moles o la concentración inicial. Indicar los moles o la concentración que cambia teniendo en cuenta la estequiometría. Indicar los moles o la concentración que hay en equilibrio (se obtiene restando el estado inicial menos el que cambia) 5. Desarrollamos la expresión de la constante de equilibrio para calcular lo que nos piden en el problema. a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) [ ]inicial [ ]inicial [ ]inicial [ ]cambia -ax -bx [ ]equilb [ ]inicial-ax [ ]inicial-bx

+cx +cx

+dx +dx

NOTA: el signo + indica hacia donde transcurre la reacción, sin embargo el signo – indica donde se pierde concentración. •

•

Si partimos de concentraciones en los productos y en los reactivos o bien no estamos en situación de equilibrio debemos comprobar, mediante el cociente de reacción (Q), hacia dónde transcurre la reacción ( para ello, lo compararemos con Kc ) Si en un problema nos indican el grado de disociación, o bien, nos lo piden se procede de igual forma a la indicada pero en vez de poner “x” pondremos “α”


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a A (g) + b B (g) ↔ c C (g) + d D (g) inicial equilb

• • •

Co Co a Co(1-α) b Co(1-α) c α

dα

Si los equilibrios los realizamos con moles, en lugar de concentraciones, la suma de todas los moles en el equilibrio ( tanto en el caso de realizar el ejercicio a través de la expresión “ x” como “α”) son los moles totales de la reacción. En la resolución de problemas, la concentración de un compuesto nunca puede dar negativa, si así fuese, indica que la reacción fue considerada hacia el lado contrario. En un equilibrio heterogéneo la concentración de las sustancias en estado sólido se considera 1, sin embargo, si que se considera la cantidad de sustancia que se forma.

PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER: “ Si se provoca una perturbación en un sistema, éste evolucionará hasta alcanzar un nuevo equilibrio en el sentido que se contrarreste la perturbación inducida”. • Si se varía la temperatura: - Un aumento provoca que el sistema evolucione hacia el lado endotérmico. - Una disminución provoca que el sistema evolucione hacia el lado exotérmico. NOTA: si una reacción es exotérmica hacia la derecha (formación de los productos) el lado endotérmico será hacia la izquierda ( formación de reactivos). - La modificación de la temperatura modifica la constante de equilibrio: Si aumenta es por que el equilibrio se desplaza hacia la derecha ( formación de productos), si disminuye se debe al desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (formación de reactivos). • Si se varía la presión: se modifica el volumen, ya que son inversamente proporcionales. - Si la presión aumenta, el volumen disminuye por lo que el sistema evolucionará hacia el lado con menor número de moles en estado gaseoso. - Si la presión disminuye el volumen aumenta por lo que el sistema evolucionará hacia el lado con mayor número de moles en estado gaseoso. - La presión puede modificarse añadiendo un gas inerte a la mezcla de equilibrio, por lo que si el volumen permanece constante, aumentará la presión total del sistema, pero el equilibrio se alterará ( el gas no reaccionará con ninguna sustancia del sistema) • Si varía la concentración: - Un aumento de la concentración provocará que el sistema evolucione hacia el lado contrario de donde se le ha provocado el aumento de la concentración. - Una disminución de la concentración provocará que el sistema evolucione hacia el lado donde se ha inducido la disminución de la concentración para contrarrestar la pérdida de concentración. Química 2º de Bachillerato

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EQUILIBRIOS HETEROGÉNEOS DE SOLUBILIDAD-PRECIPITACIÓN Son equilibrios en los que partimos de un sólido para formar sus iones en disolución acuosa: MxXm (s) ↔ x M+m (aq) + m X-x (aq) SOLUBILIDAD (S): concentración de la sustancia en disolución saturada ( es aquella que está en equilibrio con el soluto sin disolver). Sus unidades son las de una concentración. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD (KS) : Se modifica con la temperatura. KS = [M +m ] [X -x] PLANTEAMIENTO DE EJERCICIOS: 1.- Establecer la reacción de equilibrio teniendo en cuenta la estequiometría. 2.- Indicar las concentraciones que se forman a través de la solubilidad. 3.- Plantear la constante de equilibrio (KS o Kps) teniendo en cuenta que la concentración del sólido se considera 1 M por lo tanto ya no se indica en la expresión de Kps. MxXm (s) ↔ x M+m (aq) + m X-x (aq) [ ]eq

xS

mS

Kps = [M+m]x [ X-x]m Kps = (xS)x (mS)m FORMACIÓN DE PRECIPITADO: •

Si Kps < Qs

•

Si Kps = Qs la disolución está saturada por lo que estamos en situación de equilibrio entre el sólido y los iones de la disolución.

•

Si Kps > Qs

•

Para disolver un precipitado debemos desplazar el equilibrio hacia la derecha, por lo que si, por ejemplo disminuimos la concentración de uno de los iones hacemos que se formen más iones, disminuyendo la concentración del precipitado según el principio de Le Chàtelier.

•

Para conseguir la precipitación completa de uno de los iones de la disolución debemos aumentar la concentración del otro esto es lo que se denomina efecto del ión común, por ejemplo, añadiendo un compuesto a la disolución que tenga ese ión común.

la disolución está sobresaturada por lo que se produce precipitación.

la disolución está insaturada por lo que no se produce precipitación.


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EQUILIBRIO ÁCIDO- BASE ÁCIDO : En general: HA + H2O ↔ A- + H3O+ Ka = [A-] [H3O+] / [HA] BASE: En general:

B + H2O ↔ HB+ + OHKb = [HB+] [OH-] / [B]

ÁCIDOS Y BASES FUERTES: •

Para resolver los problemas, debemos tener en cuenta que se disocian totalmente, por lo que, la concentración que tenemos inicialmente es la que se forma en los productos multiplicado por la estequiometría de la reacción, siguiendo los pasos ya explicados para equilibrio químico.

•

ÁCIDOS FUERTES: ácido clorhídrico ( HCl), ácido bromhídrico (HBr), ácido yodhídrico (HI), ácido perclórico (HClO4) y ácido sulfúrico (H2SO4) en su primera disociación.

•

BASES FUERTES: los hidróxidos alcalinos y alcalinotérreos.

•

La constante de equilibrio (Ka y Kb) para ácidos y bases fuertes son elevadas (el exponente de la potencia de 10 es positivo).

ÁCIDOS Y BASES DÉBILES: •

No se disocian totalmente. Pueden estar más o menos disociados lo cual lo medimos por el grado de disociación (α). Para la resolver los problemas seguiremos los pasos de un ejercicio de equilibrio con grado de disociación o sin él.

•

La constante de acidez (Ka) y basicidad (Kb) son muy bajos.

•

La fortaleza de un ácido o de una base depende de su constante de equilibrio. Cuanto mayor sea, mayor es la disociación.

•

El grado de disociación de un ácido o de una base varía entre 0 y 1 ( el 1 corresponde a la disociación total ).

•

Un ácido fuerte tiene una base conjugada débil.

•

Un ácido débil tiene una base conjugada fuerte.


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EQUILIBRIO DE AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA PH DE UNA DISOLUCIÓN •

La molécula de agua tiene carácter anfótero, es decir, que se comporta como ácido o como base. Esta propiedad hace que se autoionice H2O + H2O ↔ OH- + H3O+ ácido1

base2

base1

ácido2

•

El producto iónico del agua ( Kw) cuya expresión es Kw= [OH-] [H3O+] tiene un valor de 10-14 a 250 C.

•

Se define pH como :

•

pH = - log [H3O+] Tipos de disoluciones según el pH: ÁCIDA: pH < 7

[H3O+] > 10-7 M

BÁSICA: pH >7

[H3O+] < 10-7 M

NEUTRA: pH = 7

o

pH = - log [H+]

[H3O+] = 10-7 M

•

Se define pOH como:

•

Se define pKw = - log Kw

•

RELACIÓN ENTRE Ka y Kb :

•

Cualquier disolución acuosa a 250C cumple:

pH = - log [OH-]

Ka · K b = Kw

pH + pOH = 14 •

Aplicación del principio de Le Châtelier: - Si a una disolución acuosa de un ácido le añadimos una base el pH de la disolución aumentará ya que aumenta la [OH-]. - Si a una disolución acuosa de un ácido le añadimos un ácido el pH de la disolución disminuye ya que aumenta la [H+]. - Si a una disolución acuosa de una base le añadimos una base el pH de la disolución aumentará ya que aumenta la [OH-]. - Si a una disolución acuosa de una base le añadimos un ácido el pH de la disolución disminuye ya que aumenta la [H+].


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HIDRÓLISIS DE LOS IONES DE UNA SAL Hidrólisis: reacción que se produce cuando se disuelve una sal en agua en la que la sal se disocia en sus iones correspondientes. •

Las sales procedentes de un ácido fuerte y una base fuerte son sales neutras ya que sus disoluciones acuosas son neutras por lo que pH = 7. ( Los ácidos y bases fuertes no sufren hidrólisis)

•

Las sales procedentes de un ácido fuerte y una base débil se denominan sales ácidas por lo que su pH<7.

•

Las sales procedentes de un ácido débil y una base fuerte se llaman sales ácidas por lo que su pH>7.

•

El pH de la disolución de una sal procedente de un ácido débil y una base débil dependerá de Ka y Kb que vienen de la reacción de hidrólisis: - Si Ka > Kb la disolución será ácida. - Si Ka = Kb la disolución será neutra. - Si Ka Kb la disolución será básica.

VALORACIONES ÁCIDO- BASE •

Son procesos que permiten determinar la concentración de una disolución de un ácido o de una base.

•

Reacción de neutralización : son reacciones entre un ácido y una base. ÁCIDO + BASE → SAL + AGUA - Si tenemos un exceso de ácido, toda la base reacciona con parte del ácido, por lo que, la disolución resultante será ácida, pH<7. - Si tenemos un exceso de base, todo el ácido reacciona con parte de la base, por lo que, la disolución resultante será básica, pH>7.

•

Punto de equivalencia: Sucede cuando todo el ácido y la base reaccionan sin quedar exceso de ninguno de ellos. El pH de la disolución que ha llegado a su punto de equivalencia no tiene por que ser neutro sino que depende de las características de los iones de la sal formada (si existe o no hidrólisis del ácido y la base). Cuando se alcanza el punto de equivalencia se cumple: nº moles ácido · nº protones cedidos = nº moles base · nº protones captados


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Como nº mol = M · V entonces: Vácido · Mácido · nº protones cedidos = Vbase · Mbase · nº protones captados

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES (REDOX) •

Semirreación de reducción: es una reacción en la que se ganan electrones.

•

Semirreación de oxidación: es una reacción en la que se pierden electrones.

•

Agente oxidante: es aquel elemento que gana electrones. Oxidante1 + n e- → Reductor1

•

Agente reductor: es aquel elemento que pierde electrones. Reductor2 → Oxidante2 + n e-

•

Una reacción redox es la suma entre una reacción de oxidación y una de reducción: Oxidante1 + Reductor2 → Reductor1 + Oxidante2

•

Si una sustancia es un reductor fuerte su oxidante conjugado es débil.

•

Si una sustancia es un oxidante fuerte su reductor conjugado es débil.

•

El carácter oxidante o reductor depende de la sustancia a la que se enfrente.

AJUSTE DE LAS REACCIONES REDOX: MÉTODO IÓN- ELECTRÓN: se utiliza para reacciones redox que transcurren en disolución acuosa,. El método depende del medio en el que transcurra la reacción. •

Medio ácido: 1.- Se indican los nº de oxidación sobre cada uno de los elementos que interviene en la reacción indicando la especie que se oxida y la que se reduce. 2.- Se escriben las dos semirreacciones por separado escribiendo las especies iónicas o moleculares que intervienen en la reacción. Las reacciones deben quedar ajustadas atómica y eléctricamente. Balance atómico: si hace falta oxígeno se añaden las moléculas de H 2O que hagan falta; si hace falta hidrógeno se añaden H+. 3.- Se realiza un balance de electrones en cada semirreacción de tal forma que los electrones sean iguales en la semirreacción de oxidación y en la reducción.


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4.- Se suman ambas semirecciones obteniendo, así, la ecuación iónica ajustada. 5.- Se llevan los coeficientes estequiométricos de la ecuación iónica a la reacción global (con todas las sustancias) 6.- Se ajustan por tanteo las especies que no han intervenido en la reacción redox para que la reacción global quede ajustada. •

Medio básico: 1.- Se indican los nº de oxidación sobre cada uno de los elementos que interviene en la reacción indicando la especie que se oxida y la que se reduce. 2.- Se escriben las dos semirreacciones por separado escribiendo las especies iónicas o moleculares que intervienen en la reacción. Las reacciones deben quedar ajustadas atómica y eléctricamente. Balance atómico: si hace falta oxígeno se añaden OH- (se modificará poniendo el doble, triple... según sea necesario); si hace falta hidrógeno se añaden H2O. 3.- Se realiza un balance de electrones en cada semirreacción de tal forma que los electrones sean iguales en la semirreacción de oxidación y en la reducción. 4.- Se suman ambas semirecciones obteniendo, así, la ecuación iónica ajustada. 5.- Se llevan los coeficientes estequiométricos de la ecuación iónica a la reacción global (con todas las sustancias) 6.- Se ajustan por tanteo las especies que no han intervenido en la reacción redox para que la reacción global quede ajustada.

POTENCIALES DE REDUCCIÓN: se mide en voltios. Estos potenciales son para 250C y una concentración 1 M. •

Cuando un electrodo tiene un potencial positivo es por que su tendencia es a reducirse ( más que el electrodo de hidrógeno, que es cero) por lo tanto es un buen oxidante.

•

Cuando un electrodo tiene un potencial negativo es por que su tendencia es a oxidarse ( más que el electrodo de hidrógeno, que es cero) por lo tanto es un buen reductor

•

Un electrodo será capaz de oxidar a todas aquellas especies que están por encima de él y será oxidado por los que están por debajo en la tabla de potenciales normales de reducción.

PILAS ELECTROQUÍMICAS: consiste en una separación física de dos semirreacciones de oxidación-reducción de tal forma que los electrones van de la especie que se oxida a la que se reduce , es decir, del ánodo hacia el cátodo. Los electrones, por tanto, circularán del electrodo de menor potencial al de mayor potencial. La representación de una pila se realiza escribiendo primero la especie que está en el ánodo y después, separado por una doble barra (//) la especie que está en el cátodo. Ánodo: en él se produce la semirreacción de oxidación. Es el electrodo negativo. Cátodo: en él se produce la semirreacción de reducción. Es el electrodo positivo. Química 2º de Bachillerato

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Potencial estándar de una pila: siempre es positivo. Si representamos los potenciales en una recta los dos potenciales de la pila el cátodo será el electrodo con mayor potencial. E0pila = E0cátodo - E0ánodo •

Ecuación de Nernst: se utiliza para las especies que intervienen en la reacción redox que no se encuentran en estados de concentración estándar (1 M) E = E0 – 0,059/ n · log Q E = E0 – 0,059/ n · log [reductor] / [oxidante]

o bien: Se cumple que :

E = E0 – 0,059/ n · log Kc

donde: n = nº de electrones. Q = cociente de reacción. Kc = constante de equilibrio. PILA DANIELL: OXIDACIÓN

→ e-

REDUCCIÓN

Los electrones circulan del ánodo hacia el cátodo. Química 2º de Bachillerato

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•

Si un electrodo se compone de dos especies en disolución se separan por una coma en vez de rayas verticales.

•

Cuando los potenciales de dos electrodos son muy parecidos apenas se detecta el paso de los electrones.

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES: ΔG0 = - n · F · E0 •

Si E0 > 0

ΔG0< 0 REACCIÓN ESPONTÁNEA

•

Si E0 < 0

ΔG0> 0 REACCIÓN NO ESPONTÁNEA

ELECTRÓLISIS Y LEYES DE FARADAY •

Cuando un proceso redox no sucede espontáneamente, para que se realice debemos inducirlo a partir de un generador externo, produciendo así una electrolisis.

•

Para realizar una electrolisis debemos tener en cuenta la masa de sustancia que se deposita en en cada electrodo, que será proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la célula electrolítica.

•

En una disolución con varios iones en el cátodo se descargará el que tenga el potencial de reducción más elevado y en el ánodo el del potencial de reducción más bajo.

•

El ánodo será positivo y el cátodo negativo.

•

Si consideramos una cuba electrolítica en la que se produce la reacción: Oxidación + n e- → Reducción

para calcular la carga eléctrica (expresada en culombios y en Faradays) que se necesita para obtener un equivalente en gramo de reductor debemos saber que: •

1 Faraday (F) = 96500 C

•

Carga del e- = 1,6.10-19 C

•

NA = 6,022.1023 e- / mol

•

1 Faraday es la carga de 1 mol de electrones.

•

Se necesita 1 Faraday para obtener 1 equivalente en gramo de un reductor cualquiera (ley de Faraday)

•

Para calcular la carga: Q = I · t (Q = carga en culombios; I = intensidad de corriente en Amperios; t = tiempo en segundos )


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Química BAC2 Resumen

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