9/11/08

Celdas de Concetracion


Efecto de la Concentracion sobre el Potencial de una Celda Electroquimica



RESUMEN DE REDOX

1. Todas las reacciones electroquímicas implican trasferencias de electrones y son por lo
tanto reacciones redox.
2. En una celda galvánica, la electricidad se produce por una reacción química espontánea.
La oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo se producen en forma
separada, y los electrones fluyen a través de un circuito externo.
3. Las dos partes de una celda galvánica son las semiceldas, y las reacciones en los
electrodos son las reacciones de semicelda. Un puente salino permite el flujo de iones
entre las dos partes de la celda.
4. La fuerza electromotriz (fem) de una celda es la diferencia de potencial que existe
entre los dos electrodos. En el circuito externo de una celda galvánica los electrones
fluyen del ánodo hacia el cátodo. En la disolución, los aniones se mueven hacia el
ánodo y los cationes hacia el cátodo.
5. La cantidad de electricidad trasportada por 1 mol de electrones es 1 faraday, que es
igual a 96500 coulombios.
6. Los potenciales estándar de reducción muestran la afinidad relativa de las reacciones
de semicelda de reducción, y pueden ser utilizados para predecir los productos,
dirección y espontaneidad de las reacciones redox entre varias sustancias.
7. La disminución en la energía libre del sistema en una reacción espontánea es igual al
trabajo eléctrico hecho por el sistema sobre su entorno, o ∆Gº =-nEºF
8. La constante de equilibrio para una reacción redox puede encontrarse a partir de la
fuerza electromotriz de una celda.
9. La ecuación de Nernst da una relación entre la fem de la celda y la concentración de
los reactivos y productos en condiciones distintas a las del estado estándar.
10. Las baterías, que constan de una o más celdas electroquímicas, se usan ampliamente
como fuentes de energía autosuficientes. Algunas de las baterías mejor conocidas son
las baterías de pilas secas, como la celda de Leclanché, la batería de mercurio, la
batería de níquel-cadmio y el acumulador de plomo que se usa en los automóviles.
11. La corrosión de los metales, cuyo ejemplo más común es la oxidación del hierro, es un
fenómeno electroquímico.
12. La corriente eléctrica de una fuente externa se usa para provocar una reacción química
no espontánea en una celda electrolítica. La cantidad de producto formado o de
reactivo consumido depende de la cantidad de electricidad trasferida en el electrodo.

Tomado de http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/Inorganica/Tema2/ResumenT2IQ.pdf

PROBLEMAS DE PILAS

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8/11/08

Balanceo de Ecuaciones REDOX: paso por paso

MÉTODO
DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN


Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y
sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.

Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo.


Ejemplo:

HNO3 se disocia en H+ NO3-

H2SO4 se disocia en H2+ y SO4 -2

3PO4 se disocia en H3+PO4-3


Las bases se disocian en el catión positivo y el OH-


Ejemplo:

NaOH se disocia en Na+OH-

Mg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2-

Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3-


Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo.


Ejemplo:


AgCl se disocia en Ag+Cl-


AgNO3 se disocia en Ag+NO3-


Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2-


Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2

PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN

1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales).

Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo:




I2 + HNO3 -------> HIO3 + NO + H2O (Molecular)

Se pasa a forma iónica;

I2 + H+NO3- -----------> H+IO3- + NO + H2O (Iónica)



2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.

I2 ------------> IO3-

NO3- --------> NO

3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :


I2 ----------> 2IO3-

NO3- ----------> NO
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:

I2 + 6H2O --------> 2IO3-


NO3- ---------> NO + 2 H2O


5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno.
I2 + 6H2O -----> 2I 3- + 12H+


NO3- + 4H+ ---------> NO + 2H2O

6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+)

I2 + 6H2O ---------> 2IO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)

NO3- + 4H+ + 3e- ------> NO
+ 2H2O (reducción)

7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto.

3 x (I2 + 6H2O ----->2IO3- + 12H+ + lOe-)




10x (NO3- + 4H+ + 3e- ------->NO + 2H2O)


8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.


3 I2 + 18 H2O ------->6 IO3- + 36H+ + 30 e-


10 NO3- + 40 H+ + 30 e- -------> 10 NO + 20 H2O

SUMANDO:

3I2 + 10NO3- + 4H+ --------> 6IO3- + 10NO + 2H2O

-Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.


-Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación:


3I2 + 10HNO3 -------> 6HIO3 + 10NO + 2H2O

7/11/08

Problemas de Equilibrio Quimico

PROBLEMA
Dada la siguiente reacción:

PCl5 (g) <----> PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,0224 a 500K

a) Calcular cuantos moles de reactivo hay que agregar a un recipiente de 5 L para que la concentración de PCl5 en equilibrio sea de 0,4 mol/L.
b) Si Kc = 33.3 a 760K, indicar si la reaccione s endotérmico o exotérmica y a cual de dichas temperaturas es más estable el PCl5 (g)


SOLUCION AL PROBLEMA
Parte a)


Reaccion: PCl5 (g) <----> PCl3 (g) + Cl2 (g)












Ademas,
K c = [PCl3][Cl2]/[PCl5] = 0,0224

x.x/0,4 = 0,0224 (500K), despejando x; x = 0.0995M (mol/L)

i-x = o,4 si x es igual a 0.0995 entonces i = 0,4-0,0995 = 0,495 moles/L
Como el envases es de 5 Litros entonces:

1 L ........0,495 moles
5 L ........ X

x= 2,475 moles (solucion a la parte a del problema)

Parte b)

El PCl5 sera mas estable a la temperatura en la que el equilibrio este desplazado hacia los productos (izquierda). Observando las dos Kc:

Kc (500) = 0,0224

Kc (760) = 33,3

Vemos que a 500 la Kc es menor. Como Kc es un cociente (productos)/(reactivos) entonce a 500K el equilibro esta desplazado hacia la izquierda (que es precisamente donde se encuentra el PCl5).

Solucion a la parte b: El PCl5 es mas estable a la temperatura de 500K (menor)

OJO como la Kc aumenta con el aumento de temperatura entonces la reaccion es endotermica. Por que?

Si Kc aumenta (de 0.0224 a 33.3) entonces quiere decir que el eq. se ha desplazado a la derecha, esto es, mas productos (numerador) menos reactivos (denominador). Entonces, si se aumenta la temperatura y el equilibrio se ha desplazado a la derecha, el calor actua como un reactivos mas:

PCl5 (g) + calor <----> PCl3 (g) + Cl2 (g)

Este tipo de reaccion es endotermica






PROBLEMA
Un estudiante, trabajando en equilibrio

I2(g) <----> 2I (g)

A alta temperatura pone 0,10 moles de I2(g) en un recipiente de 1L, observa que la presión total de equilibrio es un 40% mas alta que la inicial. Cual es el valor de Kc para esta reacción?

SOLUCION AL PROBLEMA:

I2(g) <----> 2I (g) ecuación en el equilibrio

0,1 <----> 0,00 inicialmente

-x <----> +2x cambio para llegar al equilibrio
(el signo – significa se consume, el + se forma)

0,1- x <---->2x..............en el equilibrio


Recuerden que la presión de un sistema gaseoso depende del número de moles que hay en el sistema (PV =nRT), entonces si un sistema aumenta su presión un 40% es de suponer que el numero de moles ha subido en un 40% mas (si no ha cambiado el volumen, ni la temperatura).

Por tanto en este problema en el equilibrio habrá 40% mas de número de moles que al inicio, esto es;

n moles en equilibrio = 1,4 x n moles iniciales (1,4 significa matemáticamente 40% más)
n mol eq. = 1,4 x 0,1 moles = 0,14 moles

Entonces:

En el equilibrio:

(0,1 – x) + 2x = 0,14 por lo que x = 0,04 (despejando x)

La Ecuación de Kc es:

Kc = [I]2/[I2] = (2x)2/(0,1-x) = [2(0,04)]2/(0,1-0,04) = 0,11

PROBLEMA

Un recipiente a 700K contiene H2(g) e I2(g) en concent. iniciales de 0,1110 y 0,0995 M respectivamente. Si al cabo de un tiempo, cuando la reaccion ha llegado al equilibrio, la concentracion de H2(g) es 0,0288 M. Cual sera el valor de Kc?
H2(g) + I2(g) <-----> 2HI (g)

SOLUCION

H2(g) + I2(g) <-----> 2HI (g)







pero en el equilibrio la concentracion de H2(g) es 0,0288, entonces:
0,111-x = 0,0228 -----> x = 0.111-0,0228 = 0,0822M

Sustituyendo x en la ecuacion de la contante de equilibrio para esta reaccion

Kc = (2.0,0822)(2.0,0822)/(0,0288)(0,0885-0,0822) = 54,19

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