domingo, 21 de octubre de 2012

INDICE 

  1. Historia de la Química
  2. La Tabla Periódica
  3. Nomenclatura Química
  4. Coloides 
  5. Estados De Oxidación 
  6. Celda Galvánica - Como Haces Una Celda Galvánica 
  7. ¿ Que sucede en la oxido reducción ?
  8. La Mol 
  9. Balanceo por una ecuación de oxido reducción 
  10. Oxidación Método Básico
  11. Oxidación Método Ácido 
  12. Tipos De Celdas
  13. Introducción a la Química 

Como Hacer Una Celda Galvánica

Como Hacer Una Celda Galvánica 

Una celda galvanica ( llamada asi por Galvani su decubridor) . Se puede construir muy facilmente con dos vasos de precipitado, un tubo en "U" dos electrodos y un voltimetro.
CELDA GALVANICA
Objetivo:

El objetivo de esta práctica es crear una celda voltaica o galvánica para entender mejor los procesos electroquímicos, elegimos hacer esta celda con limones ya que nos pareció una forma interesante y simple de demostrar el funcionamiento de una celda galvánica.

Materiales:

- Limones

- Un par de caimanes

- Un tornillo (Zn)

- Una moneda de cobre

- Un voltímetro

Marco teórico:

Para saber que es una celda electroquímica es necesario saber que es la electroquímica, y esta es la rama de la química que se encarga del estudio de la relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas. Sabiendo esto podemos hablar sobre las celdas, una celda electroquímica es un sistema que consta de electrodos que se humedecen en un electrolito y en los cuales una reacción química utiliza o produce corriente eléctrica. El tipo de celda que nos interesa en esta parte del trabajo es la celda galvánica o voltaica que es en la cual una reacción espontanea genera una corriente eléctrica.

El limón que utilizamos para esta celda es un limón cualquiera, el procedimiento es muy sencillo, solo se hacen huecos en el limón para insertar la moneda y el tornillo, la reacción es espontanea y por lo tanto en cuanto están instalados nuestros electrodos podemos tomar el voltímetro y medir el voltaje.

Hipótesis:
Al medir el voltaje nos dio una intensidad de un aproximado de .900V nuestra hipótesis es que el voltaje varia dependiendo la acidez del limón, su jugo actúa como electrolito ayuda al flujo de electrones, según algunas consultas externas las reacciones que se llevan acabo son las siguientes:
En el ánodo, el cinc (zinc) es oxidado:
Zn → Zn2+ - 2 e-
En el cátodo, se reduce el cobre:
Cu+++ 2e- → Cu

Introducción a la Química

Introducción 

La química, como tal, es una ciencia relativamente reciente. En épocas muy antiguas se desarrollaban ciertos procesos químicos sin tener plena conciencia de lo que se hacia.

Para citar solo algunos casos, podemos citar al fuego que fue utilizado por primera vez por el hombre prehistórico para cocinar sus alimentos y para desinfectar heridas. Aunque seguramente el hombre prehistórico no tenía idea de los procesos químicos envueltos en esas actividades, sí pudo apreciar sus efectos. En un principio, fue necesario utilizar armas para cazar sus alimentos.

Pero, las armas estaban elaboradas con materiales, tal como el hierro, que son poco resistentes a ciertas reacciones químicas (como la oxidación), por lo que se dañaban con mucha rapidez. La química logró mejorar enormemente este material gracias a otro proceso químico en el cual se utilizó una mezcla que incluían al hierro y al carbón para conformar una aleación mucho más resistente: el acero.

Más adelante, se aprovecharon los procesos y la reacciones químicas para producir materiales como vidrio, jabón, medicamentos, perfumes, cosméticos tintes, vinos, y muchos otros. La elaboración de cada uno de estos materiales siempre traía implícita la ejecución de algún proceso de naturaleza química.

Entre los pensadores que dieron algún aporte que permitieron el surgimiento de la química como una ciencia podemos contar a Aristóteles, Tales de Mileto, Heráclito, Leucipo, Demócrito, y muchos otros. Lo importante es que por pequeños que hayan podido ser sus aportes, estos lograron que la química diera un paso adelante hacia su consolidación como ciencia.

Un fenómeno en la historia que fue fundamental para llegar a lo que hoy conocemos como ciencia química, fue el surgimiento de la alquimia. Se piensa que la alquimia probablemente surgió en el siglo I, estando geográficamente ubicado en China, Grecia y la India, y alcanzando su máximo desarrollo en la edad media. Los alquimistas desarrollaron cientos de experimentos químicos en la búsqueda de la conversión del plomo en oro. Crear una sustancia capaz de lograr esta conversión involucró solo fracasos para los alquimistas, pero se consiguieron muchas sustancias químicas útiles que son de uso común aún hoy día. Algunos de los procedimientos químicos desarrollados por los alquimistas fueron las técnicas de destilación, la cristalización, la sublimación, la metalurgia y la calcinación. Los alquimistas se vieron limitados por la poca cantidad de procedimientos químicos existente, por lo que se vieron forzados a inventar dispositivos químicos como el alambique (muy útil para la destilación), el "baño de maría" (que permite calentar un material sin sobrepasar los 100º centígrados) y el agua regia (que consistía en una mezcla de ácidos). Al observar la utilización de todos estos elementos por los alquimistas se hace razonable aceptar que ellos fueron los verdaderos predecesores de la ciencia química.

Actualmente, se considera como padre de la química moderna a Antoine Lavosier, quien sostuvo la rigurosidad del método cuantitativo, destruyó la antigua teoría del flogisto (la cual trataba de explicar porque ardían los materiales) y propuso la Ley de Conservación de la Materia.

La edad de oro de la química se presentó en el siglo veinte. La química se amplió en ese siglo de tal manera que fue preciso dividirla en varias ramas. A pesar de esto, se hace necesario entender la química desde varios puntos de vista, ya que está íntimamente relacionada con otra ciencias como la física, la medicina, la ingeniería y otras.

La química es indispensable en las industrias de alimentos, en la industria de medicinas, en las industrias textiles, en las industrias de cosméticos, en las industrias de detergentes, en las industrias de insecticidas, etc.

Hoy en día se conceptualiza la química como una ciencia experimental que estudia la estructura de la materia, sus propiedades y sus transformaciones, así como que investiga y enuncia las leyes que rigen sus cambios.




TIPOS DE CELDAS



Celda Galvánica.

• Permite obtener energía eléctrica a partir de un proceso químico

• La reacción química se produce de modo espontáneo

• Son las llamadas pilas voltaicas o baterías.







Celda electrolítica.

• La reacción no se da de forma espontánea.

• No se obtiene energía eléctrica. La aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.



Oxido Reduccion


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: 

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:    
Reducción:      
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:  
 
Reducción: 



Al final tendremos:

Oxidación:    

Reducción:   

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

.

Oxidación método Básico

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:


Separamos las semirreacciones en 
Oxidación:
Reducción:

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

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

Obtenemos:
Oxidación:
Reducción:

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


Reglas para determinar el Estado de oxidación, EDO:
  • El estado de oxidación del átomo en un elemento es cero. Ejemplos: O en O2, H en H2, Al en el metal, etc. En todos ellos el EDO=0.
  • El EDO de un ión monoatómico es idéntico a su carga. Por ejemplo, para el Cu2+ el EDO del Cu es +2, para el Cl-, el EDO del Cl es –1.
  • Los metales alcalinos siempre que estén formando parte de un compuesto tienen EDO +1, y los metales alcalinos térreos tienen EDO +2 cuando están formando parte de un compuesto.
  • Los halógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen EDO –1 y los no metales calcógenos, cuando forman parte de una sal binaria, tienen EDO –2.
  • El estado de oxidación del hidrógeno, cuando está formando parte de un compuesto, tiene EDO +1, excepto en los hidruros metálicos donde el EDO es –1.
  • El estado de oxidación del oxígeno en los compuestos es –2, con excepción de los peróxidos; por ejemplo, en el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2, o en los peróxidos de los metales alcalinos, de fórmula general M2O2 y en los peróxidos de los metales alcalino térreos, de fórmula MO2 donde el EDO del oxígeno es –1.
  • La suma de los estados de oxidación de los átomos componentes de una molécula neutradebe ser igual a cero, e igual a la carga en el caso de los iones poliatómicos.
Es importante tener claro los conceptos de oxidante, reductor, semirreacción de oxidación y semirreacción de reducción.
  • Agente Reductor: es la sustancia que contiene el elemento cuyo EDO aumenta. Esta sustancia se oxida y reduce a la otra sustancia.
  • Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento cuyo EDO disminuye. Esta sustancia se reduce y oxida a la otra sustancia.
  • Semirreacción de oxidación: es el proceso en que un elemento aumenta su EDO, para lo que es necesario que el agente reductor ceda electrones.
  • Semirreacción de reducción: es el proceso en que un elemento disminuye su EDO, para lo que es necesario que el agente oxidante capte electrones.

Balanceo Por Una ecuación de oxidoreduccion

Las ecuaciones de óxido-reducción o ecuaciones REDOX, son aquellas en las que hay transferencia de electrones, es decir, intervienen los fenómenos de oxidación (pérdida de electrones) y de reducción (ganancia de electrones). En estas reacciones, es necesario considerar que la ecuación final es eléctricamente neutra, lo que significa que el número de electrones perdidos en el proceso de oxidación es idéntico a número de electrones ganados en el de reducción. El balanceo de estas ecuaciones no siempre es evidente, razón por la cual se han propuesto dos métodos para balancearlas. Esto son: 

1. Método del estado de oxidación, 

2. Método del ion-electrón o de la media reacción.

1. MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN
1. Se utiliza generalmente con sustancia sólida no iónicas. Comprende los siguientes pasos:

1.1. Identificar a los agentes oxidantes y reductor.

1.2. Determinar la variación que sufre en su estado de oxidación un elemento del agente oxidante. El número de electrones ganados es igual a esa variación multiplicada por el número de átomos que sufren el cambio.

1.3. Repetir el paso 2 con el agente reductor.

1.4.Multiplicar cada fórmula principal por número de electrones perdidos por el agente reductor sea igual al número de electrones ganados por el agente oxidante.

1.5. Terminar de balancear por tanteo.

1.6. comprobar la ecuación final.

2 MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN
Este método se utiliza en las reacciones donde intervienen especies que forman iones en solución.
Consiste en:

2.1. Identificar las especies que sufren variación en el estado de oxidación, en otras palabras, de las que son oxidadas y reducidas.

2.2. Escribir las medias reacciones, separadas, de los procesos de oxidación y de reducción.

2.3. Balancear estas medias reacciones, primero con respecto a los átomos y luego respecto a la carga.

2.4.Multiplicar cada media reacción por un número tal de electrones ganados por el agente reductor.

2.5. Combinar las medias reacciones balanceadas para obtener la reacción neta de óxido-reducción.

2.6. Comprobar el resultado y completar de ser necesario.

Muchas reacciones químicas ocurren en medio acuoso, ácido o alcalino. Cuando se balancean medias reacciones que ocurren en solución, se emplean las especies H2O, H+ y OH-, según sea el caso.