Metodo Ion-Electron Para Ecuaciones Redox (Balanceo)

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:

NO₃ 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^-

M_g(OH)_{2 s}e 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:

A_gCl 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-ELECTRÓN1.- 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.}

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

I₂ + 6H₂O --------> 2IO₃^-

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.

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

Problema termoquimica

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

Termodinamica: Primera ley

La primera ley la termodinámica es la ley de la conservación de la energía, que se puede enunciar como “la energía total del universo es una constante”. Una forma más útil de la primera ley de la termodinámica, en las reacciones químicas, es:


∆E = Q + W

La ecuación anterior define al cambio de energía interna ∆E de un sistema como la suma del intercambio de calor (Q) entre el sistema y sus alrededores y el trabajo (W) realizado sobre (o por) el sistema.

La energía total de un sistema de sustancias químicas se llama energía interna (E). Esta energía interna depende del movimiento de las moléculas, de sus distribuciones, de las fuerzas intermoleculares de atracción y de otros factores, es una función de estado. El valor absoluto de la energía interna de un cierto estado no puede ser determinado, pero si se puede determinar la variación de energía interna y se llama ∆E.Un cambio de la energía interna de un sistema es una consecuencia de una transferencia de calor o de la realización de trabajo, y es igual a:

Eproductos – E reactivos = ∆E = Q + W


ENTALPÍA (H)

El contenido total de energía se llama entalpía H , y es igual a la energía interna (E) y el trabajo de expansión (T) que éste puede realizar.

H = E + PV
La variación de entalpía está dada por:

DH = D E + P D V (OJO D es por DELTA=Cambio de)
La entalpía expresa el calor liberado o absorbido en un proceso a presión constante.
La entalpía es una propiedad extensiva; esto es, su magnitud depende de la cantidad de sustancia.

Cualquier propiedad del sistema que dependa exclusivamente de los estados inicial y final y que sea independiente del proceso que se siga para pasar de un estado al otro, se conoce como propiedad de estado. La entalpía es una propiedad de estado ya que depende de los estados inicial y final. La magnitud de la entalpía sólo depende del estado de la sustancia y no de su origen.

El cambio de entalpía durante un proceso a presión constante se representa por DH (“delta H”, donde el símbolo D denota cambio), y es el calor liberado o absorbido por el sistema durante un a reacción.


Para cualquier reacción que se efectúe directamente a presión constante, la entalpía es igual a la diferencia entre la entalpía de los productos y la de los reactivos, esto es:

∆Hreacción = Hproductos Hreactivos-

Termoquimica I

En Termoquímica, se le llama sistema a una reacción química.

Termoquímica es la parte de la Química que se encarga del estudio del intercambio energético de un sistema químico con el exterior.
EL calor es la transferencia de energía entre dos cuerpos que están a diferente temperatura (“flujo de calor”).

La temperatura de un sistema es una función de la energía cinética promedio de todas las partículas




El calor es la energía transferida entre dos sistemas y que está exclusivamente relacionada con la diferencia de temperatura existente entre ellos.



Las unidades de calor son la caloría (cal) y la unidad británica (Btu).

La caloría (cal) es la cantidad de calor requerido para elevar la temperatura de 1 gramo de agua de 14.5 a 15.5 °C.

La kilocaloría (Kcal) equivale a 1000 calorías.

1 caloría = 4.184 Joules (J).

Un Btu es la cantidad de calor requerida para elevar 1 ºF la temperatura de 1 libra-masa de agua. 1 Btu es igual a 251 996 cal.


Trabajo:

Se realiza trabajo sobre un sistema cuando una fuerza hace que el sistema se desplace en la dirección de la fuerza, y está definido por la ecuación:

T = f · d
Donde:

T = Trabajo
f = Fuerza
d = distancia


Joule demostró que cada vez que una cantidad dada de energía mecánica se transforma en calor se obtiene siempre la misma cantidad de este, quedó definitivamente establecida la equivalencia del calor y el trabajo como dos formas de energía, las razones de equivalencia se denominan equivalente mecánico del calor, y son:

1 cal = 4.184 Joules

1 cal = 0.42686 Kg · m