lunes, 3 de junio de 2013

UNIDAD 3

INSTITUTO TECNOLÓGICO
“ MILPA ALTA II ”

QUÍMICA

PROFESOR:
ANDY MISAEL GALVAN DURAN

ALUMNO:

GALINDO CALDIÑO ABRAHAM


GRUPO:
2SIS2






UNIDAD 3


3.1 Introducción.
3.1.1 Concepto de enlace químico.
3.1.2 Clasificación de los enlaces químicos.
3.1.3 Aplicaciones y limitaciones de la Regla del Octeto.
3.2 Enlace Covalente.
3.2.1 Teorías para explicar el enlace covalente y sus alcances.
3.2.1.1 Teorías del Enlace de Valencia.
3.2.1.2 Hibridación y Geometría molecular.
3.2.1.3 Teoría del Orbital Molecular.
3.3 Enlace iónico.
3.3.1 Formación y propiedades de los compuestos iónicos.
3.3.2 Redes cristalinas.
3.3.2.1 Estructura.
3.3.2.2 Energía reticular.



Introducción
Enlace químico, es la fuerza entre los átomos que los mantiene unidos en las moléculas.
Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, se puede producir una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo, lo que permite formar una gran gama de compuestos que el hombre utiliza para cubrir sus necesidades.
Concepto de enlace químico
Los enlaces químicos son las fuerzas de atracción que mantienen los átomos unidos. Los enlaces químicos se producen cuando los núcleos y los electrones de átomos diferentes interactúan y producción átomos enlazados o iones que son más estables que los átomos mismos.
Una de las fuerzas impulsoras en la naturaleza es la tendencia de la materia a alcanzar el estado de energía más bajo posible. Generalmente, un estado de energía más bajo implica mayor estabilidad. Cuando algo es estable, opone más resistencia al cambio que algo menos estable. Los elementos se clasifican con base a su grado de estabilidad. Los elementos como el sodio y el flúor son muy reactivos (inestables); tienden a sufrir cambios químicos espontáneos. Cuando el sodio entra en contacto con el agua, arde en llamas. El gas flúor reacciona con muchas sustancias en forma explosiva. Las sustancias reactivas como el sodio y el flúor, después de sufrir un cambio químico, generalmente se vuelven más estables. Los elementos estables no sufren cambio alguno y no reaccionan aún bajo condiciones extremas. Los gases nobles como grupo, son los elementos más estables. El helio y el neón, por ejemplo, no forman compuestos estables.

Clasificación de los enlaces químicos
Existen tres tipos importantes de enlaces que se forman entre los átomos de un compuesto: iónico (o electrovalente), covalente (polar, no polar y el coordinado) y el enlace metálico.
Aplicaciones y limitaciones de la regla del octeto

A inicios del siglo XX, en 1916, de manera independiente, los científicos Walter Kossel y Gilbert Lewis concluyeron que la tendencia que poseen los átomos de lograr estructuras similares a las del gas noble más cercano explica la formación de los enlaces químicos.
Esta conclusión es mundialmente conocida como la Regla del Octeto y se enuncia de la siguiente manera:
“Cuando se forma un enlace químico los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiere la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico”.
Ejemplo
Ne 1s2, 2s2 ,2p6Página 87
No obstante, hay muchas excepciones a esta regla y hasta se han logrado sintetizar algunos compuestos de los gases nobles.
Una de las claves de la comprensión de la fuerza motriz del enlazamiento químico, fue el descubrimiento de los gases nobles y su comportamiento químico relativamente inerte.
Los gases nobles han sido utilizados cuando se ha hecho necesario tener una sustancia inactiva.


El elemento del cloro como se puede observar cumple con la regla de octeto, adquiriendo la configuración de un gas noble.
Las excepciones a la regla de octeto caen en tres categorías que se distinguen por un octeto incompleto, un número impar de electrones o más de ocho electrones de valencia alrededor del átomo central.


Enlace Covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Enlace covalente no polar:
Ø  Se crea de una unión de dos átomos de no metales de igual electronegatividad por medio de un par de electrones que se comparten por igual.
Ø  La diferencia de electronegatividad es cero o muy cercana a cero
Ø  Se puede presentar en un estado sólido, líquido o gas
Ø  No son conductores de la electricidad
Ø  Se da entre no metales
Ø  Los electrones de enlace quedan en medio de los átomos
Enlace covalente polar:
Ø  Se da cuando los electrones que se comparten son dos no metales distintos
Ø  Existe una diferencia de electronegatividad aunque es menor que en los compuestos iónicos
Ø  Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
Ø  En general son conductores pobres de la electricidad
Ø  Se da entre no metales
Ø  Pueden ser presentados en los tres estados de la materiaPágina 89
Ø  Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de electrones de enlace que se comparte
Enlace covalente coordinado o dativo:
Ø  Enlace covalente en el cual uno solo de los átomos involucrados aporta el par de electrones de enlace que se comparte
Ø  Son compuestos poco solubles en agua
Ø  Tienen puntos de fusión y ebullición bajos
Ø  En general son conductores pobres de la electricidad
Ø  Se da entre no metales
Ø  Pueden presentarse en los tres estados de la materia


Teorías Para Explicar el enlace covalente sus alcances
En mecánica cuántica la interpretación del enlace por compartición de electrones se interpreta de la manera siguiente. Inicialmente cada electrón se encuentra localizado en un determinado orbital de un átomo. El enlace se genera por solapamiento de los dos orbitales atómicos que superponen sus respectivas zonas de mayor probabilidad de encontrar los electrones. El enlace se forma al compartir los dos electrones una misma región del espacio en la que existe una probabilidad máxima de encontrar los respectivos electrones juntos bajo la atracción de los dos núcleos. Naturalmente, para que los dos electrones compartan la misma región del espacio es necesario que tengan espines contrarios. Una vez generado el enlace, los electrones pierden la identidad inicial que les otorga el hecho de pertenecer a uno sólo de los átomos enlazados y se encuentren ahora sometidos a una interacción simultánea de ambos núcleos. Este intercambio de los electrones por parte de los núcleos enlazados es, en buena parte, responsable del enlace formado.
El solapamiento de dos orbitales atómicos tipo s-s, s-p y p-p, en donde se supone que la dirección de enlace es el eje z y que los orbitales p implicados son los pz
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
• La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.


Teorías del Enlace de Valencia.

En la actualidad existen dos teorías para explicar el enlace covalente: la Teoría del Enlace de Valencia y la Teoría de Orbitales Moleculares. Es preciso hacer notar que ninguna de las dos teorías es "mejor" que la otra, y que cada una de ellas puede ser más adecuada en función del parámetro, del cálculo o de la propiedad que se esté estudiando. Así, por ejemplo, si se trata de determinar la geometría molecular o la energía de disociación, propiedades del estado fundamental de la molécula, es más conveniente emplear la Teoría del Enlace de Valencia. En cambio, si se trata de explicar las propiedades espectroscópicas, es preferible emplear la Teoría de Orbitales Moleculares. En realidad ambas teorías son incluso complementarias, hasta tal punto que no utilizar ambas supondría limitar las herramientas disponibles para el estudio del enlace Según la teoría del enlace de valencia para que se forme un enlace covalente típico entre dos átomos, han de interaccionar o solaparse un orbital de uno de los átomos con un orbital del otro y para que ello sea posible cada orbital debe estar ocupado por un solo electrón y además de espines opuestos.

Como ejemplo más sencillo se puede considerar la formación de la molécula de hidrógeno a partir de sus átomos, cada uno de ellos con un electrón en su orbital atómico 1s.
Cuando los dos átomos se aproximan se produce el solapamiento de sus orbitales lo que supone la creación del enlace hidrógeno-hidrógeno:


Cuando los átomos están muy alejados la interacción entre ambos es nula, pero a medida que se van acercando comienzan a interaccionar. Por una parte se produce una atracción mutua entre el electrón de cada uno de los átomos por parte del núcleo del otro y, por otra, comienza a establecerse una repulsión entre las partículas con carga eléctrica del mismo signo de ambos átomos, especialmente entre sus núcleos. Al principio predominan las fuerzas atractivas electrón-núcleo lo que favorece el acercamiento de ambos átomos, pero a medida que éste se produce, aumentan las fuerzas repulsivas entre los núcleos hasta igualarse con las atractivas. En este momento se alcanza un mínimo de energía y un máximo de estabilidad del conjunto formado por los dos átomos de hidrógeno. Se ha formado el enlace y, como consecuencia, la molécula de hidrógeno.

Hibridación y Geometría molecular.

Formulada en 1931 por Pauling para explicar las discordancias entre las predicciones de la teoría del enlace de valencia y los resultados obtenidos al estudiar algunas moléculas.
Lo explicaremos con el caso del metano (CH4). La molécula del metano tiene forma de tetraedro, lo que implica que sus cuatro enlaces son iguales.
Como sabemos, el átomo de carbono, de número atómico 6, posee una configuración electrónica ls22s22p2 Según esa configuración, únicamente podría formar dos enlaces covalentes; sin embargo, la posibilidad de promocionar uno de los electrones 2s al orbital vacío 2p, le permite tener cuatro electrones desapareados y, por tanto, le faculta para constituir cuatro enlaces covalentes. La energía que se requiere para esta promoción se compensa sobradamente con el desprendimiento energético que supone la formación de dos nuevos enlaces.
Se debería pensar que los cuatro enlaces que el carbono puede formar no son iguales entre sí, al no serlo los orbitales semillenos que deben solaparse, uno s y tres p; sin embargo, experimentalmente se comprueba la formación de cuatro enlaces equivalentes.
La teoría de la hibridación de los orbitales atómicos, lo explica proponiendo la formación de los orbitales híbridos entre los s y los p, llamados orbitales sp3; estos orbitales híbridos formarían cuatro enlaces iguales con los orbitales s del hidrógeno, con lo cual la molécula del metano tendría forma tetraédrica.
El carbono puede presentar tres tipos de orbitales híbridos:
• Los sp3que dan una configuración tetraédrica a la molécula, con ángulos de enlace de 109 grados (por ejemplo en el metano CH4 , o en el etano CH3 − CH3 )
• Los sp2(tres orbitales sp2y un orbital p), producen enlaces dobles, con ángulos de 120 grados, y moléculas planas en zig-zag, por ejemplo en el eteno (CH4 =CH4 )
• Los sp (2 orbitales sp y 2 orbitales p) producen enlaces triples, con moléculas planas y lineales, es decir con ángulos de enlace de 180 grados.
En mecánica cuántica la interpretación del enlace por compartición de electrones se interpreta de la manera siguiente. Inicialmente cada electrón se encuentra localizado en un determinado orbital de un átomo. El enlace se genera por solapamiento de los dos orbitales atómicos que superponen sus respectivas zonas de mayor probabilidad de encontrar los electrones. El enlace se forma al compartir los dos electrones una misma región del espacio en la que existe una probabilidad máxima de encontrar los respectivos electrones juntos bajo la atracción de los dos núcleos. Naturalmente, para que los dos electrones compartan la misma región del espacio es necesario que tengan espines contrarios. Una vez generado el enlace, los electrones pierden la identidad inicial que les otorga el hecho de pertenecer a uno sólo de los átomos enlazados y se encuentren ahora sometidos a una interacción simultánea de ambos núcleos. Este intercambio de los electrones por parte de los núcleos enlazados es, en buena parte, responsable del enlace formado.
En la Figura siguiente se muestra el solapamiento de dos orbitales atómicos tipo s-s, s-p y p-p, en donde se supone que la dirección de enlace es el eje z y que los orbitales p implicados son los pz
.
Mediante esta interpretación es fácil entender la formación de la molécula de H2 por solapamiento de los orbitales 1s de cada átomo y la ocupación, por parte de electrones apareados, de la región de máxima probabilidad electrónica localizada entre ambos núcleos (solapamiento s-s)
La molécula de HF se interpreta por solapamiento del orbital 1s del hidrógeno y del orbital 2p que aloja el único electrón despareado del flúor (solapamiento s-p). La formación de la molécula de F2 puede interpretarse igualmente por el solapamiento de los dos orbitales 2p que alojan los electrones desapareados de cada átomo de flúor (solapamiento p-p).
Orbitales híbridos
Una propiedad bien conocida de las funciones de onda de los átomos hidrogenoides es que “toda combinación lineal de funciones de onda degeneradas es otra función lineal que es también una solución de la propia ecuación de Schrödinger y que tiene la misma energía que las originales”.
Se denomina orbitales híbridos a cualquier combinación lineal de funciones de onda degeneradas. Los orbitales híbridos son muy útiles para explicar la estereoquímica de las moléculas complejas.
Hibridación sp
Con los orbitales atómicos 2s y 2p pueden formarse las combinaciones lineales, linealmente independientes y normalizadas.
La superposición de la función de onda s de simetría esférica y la función de onda 2px que posee dos lóbulos orientados según el eje x y de signos opuestos, determina que las combinaciones lineales Φ+ y Φ−adquieran sus valores de máxima probabilidad en regiones diametralmente opuestas respecto del origen de coordenadas. Cada orbital híbrido sp posee una superficie nodal que no pasa por el núcleo del átomo. Las funciones de onda que se combinan (2s y 2p) son de simetría cilíndrica alrededor del eje x, por tanto, las combinaciones lineales también lo son. Los dos orbitales híbridos orientan sus zonas de máxima probabilidad orientadas sobre el eje x y en sentidos diametralmente opuestos.
Hibridación sp manera que se han construido los orbitales sp, se pueden construir +H orbitales sp2 mediante combinaciones lineales del orbital s y dos orbitales p (px y py) formando tres combinaciones linealmente independientes y normalizadas, de la forma: Φ1 = 1/√3 s + 2/√6 px Ahora las tres regiones de mayor densidad orientadas 120º entre sí. Pueden construirse tres orbitales híbridos sp2, localizados sobre cada uno de los tres planos de coordenadas (xy, xz, yz) mediante el orbital s y dos orbitales p
Enlace Iónico
El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).
Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que los dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y Na+. De esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos.

Formación y propiedades de los enlaces iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella.
Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua.
Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.
Redes Cristalinas

La distancia entre partículas se llama “traslación” y pueden tener distintas direcciones.
Podemos representarlas por la “teoría de las redes cristalinas” constituidos por nudos.
Están separadas por traslaciones (vectores), que son en cada caso una distancia fija. Una fila de nudos forma una red monodimensional. Dos filas reticulares conjugadas forman una red bidimensional, el conjunto de las dos traslaciones forma una celda. Si encontramos una tercera traslación forman una red tridimensional. Y los ángulos serán ð, ð, y los módulos se llaman a, b y c y estas son constantes reticulares.
Propiedades: debido a estas constantes reticulares son periódicas. Otra característica es la homogeneidad, es decir, todos los nudos son idénticos, independientemente de la posición. Además son simétricos, es decir, la operación que hace coincidir dos nudos homólogos, esto es debido a las traslaciones. La magnitud de la traslación varía con la dirección y por lo tanto decimos que es anisótropa.
En una red tridimensional la celda principal es un paralelogramo.
Redes planas.
Encontramos varios tipos: oblicua, rectangular, rómbica, hexagonal, cuadrada. Además podemos encontrar dos más, añadiendo un nudo en la operación de centralización, pero esto sólo es válido para las redes rectangular y rómbica, puesto que al añadir un nuevo nudo debe generar una nueva red. Así al añadir un nudo en la red rectangular obtenemos rombos y al añadir un nudo en la red rómbica se originan rectángulos.
En total hay siete redes planas.
Redes tridimensionales.

Las redes primitivas se les denominan con P y a las redes centradas A, B y C. Cuando centramos todas las caras la llamamos F. Cuando además puedo centrarla en el interior la denomino I.



lunes, 20 de mayo de 2013

UNIDAD 4


INSTITUTO TECNOLÓGICO
“ MILPA ALTA II ”


QUÍMICA

PROFESOR:

ANDY MISAEL GALVAN DURAN


ALUMNO:


GALINDO CALDIÑO ABRAHAM



GRUPO:

2SIS2



Unidad IV.
Reacciones químicas
4.1 Combinación.
4.2 Descomposición.
4.3 Sustitución (Simple y Doble)
4.4 Neutralización.
4.5 Óxido-Reducción.
4.6 Aplicaciones
4.7 Cálculos estequiométricos con reacciones químicas
4.7.1 Reacción óxido reducción en electroquímica
4.7.2 Fuerza electromotriz (fem) en una celda electroquímica
4.7.3 Calculo de la fem y potenciales de óxido reducción
4.7.4 Electro depósito (cálculo de electro depósito)
4.7.5 Aplicaciones de electroquímica en electrónica.
4.7.6 nano química (propiedades fisicoquímicas no convencionales de polímeros Catenanos y Rotaxanos)



REACCIONES DE COMBINACIÓN

En esta reacciones, se combinan dos o mas substancias que puede ser elementos o compuestos para formar un producto. Las reacciones de este tipo se clasifican como de combinación o síntesis y se representan de la siguientes manera


a               +               b ------->    ab







                             
DESCOMPOSICIÓN

Es un proceso que experimentan compuestos químicos en el que de modo espontaneo o provocado por algún agente externo, a partir de una sustancia compuesta se originan dos o mas sustancias de estructura química mas simple ejemplo:

AB-------->   A    +      B

La descomposición química es, con, frecuencia, una reacción  química no deseada, pues la estabilidad de un compuesto es siempre limitada cuando se le expone a condiciones ambientales extremas como el calor, la electricidad, las radiaciones, la humedad o ciertos compuestos químicos.


REACCIÓN SIMPLE Y DOBLE

-SIMPLE

es cuando se unen dos elementos para formar uno.

-DOBLE

es cuando dos moléculas intercambian un elemento entre si para formar otra molécula.



UNA REACCIÓN ÁCIDO-BASE O REACCIÓN DE NEUTRALIZACION.

Es una reacción química que ocurre entre un ácido y una base. Las reacciones ácido base son regularmente exotermicas, lo que significa que desprenden energía en forma de calor.


REACCIONES OXIDO-REDUCCIÓN

Es toda reacción química en la que uno o mas electrones se transfieren entre los reactivos provocando un cambio en sus estados de oxidación.
El agente oxidante es el elemento químico que tienden a captar esos electrones quedando con un estado de oxidación inferior al que tenia es decir siendo reducido.

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, quedando oxidado.

APLICACIONES DE LA REACCIONES QUÍMICAS.
-Electricidad por medios químicos.
-Elaboración de jabones.
-Elaboración de polímeros científicos.

Aplicaciones de las reacciones químicas en procesos industriales de control de contaminación ambiental, etc.
Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria: constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y la fotosíntesis.
La electrólisis de las disoluciones salinas es una reacción de oxidación-reducción: se produce oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. Para llevar a cabo una electrólisis se establece una diferencia de potencial entre los electrodos con el fin de seleccionar la reacción deseada.

Electroquímica.

La electroquímica es la parte de la fisicoquímica que estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.
Las Reacciones Químicas que intervienen en estos procesos son de tipo redox.

Naturaleza Eléctrica de la Materia.

La Naturaleza eléctrica se puede describir como todas aquellas pruebas que se hacen por medio de la sola naturaleza, como la electricidad estática, que esta se puede obtener por el frotamiento de ciertos materiales, como el cabello.

Ley de la Conservación de la Carga.

Es imposible producir o destruir una carga positiva sin que a la vez se produzca una carga negativa de tal magnitud; esto es, la carga eléctrica total del Universo permanecerá constante.
Lavosier no elaboró está teoría, porque hace doscientos años aproximadamente no se conocía el concepto de materia, pero a partir de la ley de la conservación de la masa se elaboró esta.
Teniendo en cuenta la practica anteriormente citada vamos esta vez a calcular el número de moles de Ag que hay durante el proceso.
Inicialmente teníamos 1,5 gramos de AgNO3 que al dividirlo entre el peso molecular de este compuesto (169,9) obtenemos 0,0088 moles de AgNO3 que son los mismos que de Ag+. Luego obtenemos 0,88g que dividido por la masa molecular del Ag (107,8) da 0,0082. Del nitrato de plata obtenido después al añadir HNO3 1,46 g lo que nos da 0,0086 moles de plata. Y por último teníamos 1,26g que entre 143,2 (peso molecular) nos da 0.0088 moles que el número de moles inicial.
Reacción óxido reducción en electroquímica
Oxidación.
En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación.
Reducción.
En toda reducción hay una ganancia de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación.
Agente Oxidante.
Sustancia que gana electrones. El que se reduce.
Agente Reductor.
Sustancia que cede electrones. El que se oxida.
Corriente Eléctrica.
La corriente eléctrica a través de conductores sólidos es por donde pasa el flujo de electrones libres del conductor.
Aislante: Material que impide el paso de la energía por el hacia otro cuerpo.
Madera, porcelana, vidrio, caucho, plástico, concreto, p.v.c., tela, papel, plastilina.
Conductor: Material que hace pasar el flujo de electrones de una corriente eléctrica sobre un material. Ejemplos: acero, aluminio, oro, plata, cobre.

Coulomb.
Unidad de medición de la carga eléctrica.
1Coulomb = 6.28x1018 electrones
Ley que dice que la fuerza de atracción o repulsión entre dos cuerpos es directamente proporcional al producto de sus cargas e inversa al cuadrado de la distancia que los separa.
Voltaje.
Tensión entre dos puntos: diferencia de potencial entre dos puntos. Tensión en un punto:
Diferencia de potencial entre dicho punto y un punto de referencia, ya sea el punto de masa o el punto de tierra.
Se mide en Voltios (V).
Es sabido que al pasar una corriente eléctrica a través de un electrólito, en la superficie de los electrodos tienen lugar reacciones electroquímicas acompañadas por la entrada o salida de electrones al electrodo. Las reacciones electroquímicas son ocasionadas por una fuente externa de corriente. Sin embargo, es también posible el fenómeno contrario, o sea, que las reacciones electroquímicas que tiene lugar en dos distintas superficies en contacto, pertenecientes a conductores de primera y segunda clase, ocasionen una corriente eléctrica (dos electrodos introducidos en un electrolito causan el paso de una corriente por el conductor metálico que une los electrodos). En los electrodos las reacciones electroquímicas, originadas por el paso de la corriente a través del conductor, transcurren solo a circuito cerrado (durante el paso de corriente) y cesan a circuito abierto.
Una pila electroquímica (o galvánica) es un dispositivo para la obtención de corriente eléctrica causada por reacciones electroquímicas. La más simple consta de dos electrodos metálicos (conductores de primera clase) introducidos en un electrolito (conductor de segunda clase) y unidos entre sí por un contacto metálico. Varias pilas electroquímicas unidas en serie forman un circuito electroquímico de pilas.
La característica cuantitativa más importante de una pila o de un circuito de pilas es la fuerza electromotriz (fem, la cual designaremos en adelante con E). E es igual a la diferencia máxima de potencial de una pila correctamente abierta, o sea, es igual a la diferencia de potencial entre los terminales de los conductores de primera clase, ambos del mismo material, y unidos a los electrodos de la pila (circuito). El signo de la fem coincide con el signo de la diferencia de potencial total del circuito o es opuesta a él en dependencia del sistema de signos adoptados.

Celdas electroquímicas
Una celda electroquímica es un dispositivo mediante el cual la energía química se transforma en energía eléctrica o viceversa.
Celda electrolítica es aquella que requiere de energía eléctrica para que la reacción química se lleve a cabo.
Celda Galvánica es aquella en la que la reacción química ocurre de manera espontánea produciéndose energía eléctrica.
El potencial eléctrico generado en una celda se obtiene mediante la suma de los potenciales de electrodo o bien restando el potencial del ánodo menos el potencial del cátodo, tomando los potenciales de reducción que se encuentran en las tablas. A continuación se indican las reglas para el uso de las tablas de potencial.
Reglas para el uso de las tablas de potencial de reducción:
El valor del potencial se aplica a las reacciones de la semicelda que se leen de izquierda a derecha.
Cuanto más positivo sea el potencial, mayor es la tendencia a reducirse. Entre menor el potencial, mayor es la tendencia a oxidarse. De tal modo que el potencial de la celda completa se calcula con la fórmula anterior tomando los potenciales tal como están.
Las reacciones de las semiceldas son reversibles. Es decir, el potencial de reducción es igual al potencial de oxidación pero con el signo cambiado.
El potencial no se ve alterado por el tamaño de los electrodos o por la cantidad de solución.
Si el potencial de electrodo de la celda completa es positivo, la reacción es espontánea.
Es posible saber si la reacción redox es espontánea (se realiza hacia los productos) estableciendo un esquema como se hizo en neutralización:
Oxidantes Fuertes
Reductores Fuertes
Zn + Cu2+ Cu + Zn2+
Para calcular el potencial cuando la concentración de la solución de la semicelda no es 1
M, se usa la ecuación de Nernst:
Reducen
E Eo log 0.06 = + Eo = potencial de la semicelda de reducción (tablas)
n = número de electrones transferido


La fuerza electromotriz (FEM)
Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre comente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos o polos (uno negativo y el otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado.
A. Circuito eléctrico abierto (sin carga o resistencia) Por tanto, no se establece la circulación de la corriente eléctrica desde la fuente de FEM (La batería en este caso).
B. Circuito eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada, a través de la cual se establece la circulación de un flujo de corriente eléctrica desde el polo negativo hacia el polo positivo de la fuente de FEM o batería.
Existen diferentes dispositivos capaces de suministrar energía eléctrica entre los que podemos citar:
Pilas o Baterías. Son las fuentes de FEM más conocidas del gran público. Generan energía eléctrica por medios químicos. Las más comunes y corrientes son las de carbón -zinc y las alcalinas, que cuando se agotan no admiten recarga. Las hay también de níquel- cadmio (Ni, Cd), de níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y de ión de litio (Li-ion), recargables. En los automóviles se utilizan baterías de plomo-ácido, que emplean como electrodos placas de plomo y como electrolito ácido sulfúrico mezclado con agua destilada.
Máquinas electromagnéticas. Generan energía eléctrica utilizando medios magnéticos y mecánicos. Es el caso de las dinamos y generadores pequeños utilizados en vehículos automotores, plantas eléctricas portátiles y otros usos diversos, así como los de gran tamaño empleados en las centrales hidráulicas, térmicas y atómicas, que suministran energía eléctrica a industrias y ciudades.
Celdas fotovoltaicas o fotoeléctricas. Llamadas también celdas solares, transforman en energía eléctrica la luz natural del Sol o la de una fuente de luz artificial que incida sobre éstas. Su principal componente es el silicio (Si). Uno de los empleos más generalizados en todo el mundo de las celdas voltaicas es en el encendido automático de las luces del alumbrado público en las ciudades.
También se utilizan en el suministro de pequeñas cantidades de energía eléctrica para satisfacer diferentes necesidades en zonas apartadas hasta donde no llegan las redes del tendido de las grandes plantas generadoras. Las celdas fotovoltaicas se emplean también como fuente principal de abastecimiento de energía eléctrica en los satélites y módulos espaciales. Las hay desde el tamaño de una moneda hasta las del tamaño aproximado de un plato.
Para obtener una tensión o voltaje más alto que el que proporciona una sola celda, se unen varias para formar un panel.
Termopares. Se componen de dos alambres de diferentes metales unidos por uno de sus extremos. Cuando reciben calor en el punto donde se unen los dos alambres, se genera una pequeña tensión o voltaje en sus dos extremos libres.
Entre algunas de las combinaciones de metales utilizadas para la fabricación de termopares podemos encontrar las siguientes: chromel-alumel (Ni Cr?-Ni Al?), hierro constantán (Fe-Cu Ni), chromel-constantán (Ni Cr-Cu Ni), cobre constantán (Cu-Cu Ni). platino-rodio (Pt-Rh), etc.
Los termopares se utilizan mucho como sensores en diferentes equipos destinados a medir, fundamentalmente, temperaturas muy altas, donde se hace imposible utilizar termómetros comunes no aptos para soportar temperaturas que alcanzan los miles de grado.
Efecto Piezoeléctrico. Propiedad de algunos materiales como el cristal de cuarzo de generar una pequeña diferencia de potencial cuando se ejerce presión sobre ellos.
Una de las aplicaciones prácticas de esa propiedad es captar el sonido grabado en los antiguos discos de vinilo por medio de una aguja de zafiro, que al deslizarse por los surcos del disco en movimiento convierten sus variaciones de vaivén en corriente eléctrica de audiofrecuencia de muy baja tensión o voltaje que se puede amplificar y oír a un nivel mucho más alto.
Existe también un tipo de micrófono de cerámica, que igualmente convierte las variaciones de los sonidos que capta en corrientes de audiofrecuencia que pueden ser amplificadas, transmitidas o grabadas.
El efecto piezoeléctrico del cristal de cuarzo, por ejemplo, tiene también una función inversa, que es la de vibrar cuando en lugar de presionarlo le aplicamos una pequeña tensión o voltaje. En este caso la frecuencia de la vibración dependerá del valor de la tensión aplicada y del área que tenga el cristal sobre el cual se aplica.
El uso práctico más conocido de esta variante del efecto piezoeléctrico está en los relojes de cuarzo, fijar la frecuencia de trabajo del microprocesador en los ordenadores, fijar las frecuencias de transmisión de las estaciones de radio, etc.
El valor de la fuerza electromotriz (FEM) o diferencia de potencial, coincide con la tensión o voltaje que se manifiesta en un circuito eléctrico abierto, es decir, cuando no tiene carga conectada y no existe, por tanto, circulación de corriente.
La fuerza electromotriz se representa con la letra (E) y su unidad de medida es el volt (V).
En algunos textos la tensión o voltaje puede aparecer representada también con la letra (U).


Cálculo Fem y potenciales de óxido reducción.
Una de las celdas galvánicas más conocidas es la llamada celda Daniell. Consta de dos semiceldas separadas por un vidrio poroso o puente salino. En una de ellas se coloca un electrodo de cobre y una solución 1 molar de sulfato de cobre, mientras que en la otra se coloca un electrodo de zinc en una solución 1 molar de sulfato de zinc. Al unir los electrodos mediante un medidor potencial, se determina que la celda genera un potencial máximo de 1.1 volts, denominado fuerza electromotriz (fem).
Este valor puede ser calculado con base en las reacciones químicas que tienen lugar en la celda y el potencial estándar asociado a estas reacciones. En este caso, los pares son Cu2+/Cu0 y Zn2+/Zn0.
Un potencial más positivo indica una mayor tendencia de las especies a ganar electrones, esto es, a reducirse. En cambio, a medida que un potencial es más negativo (o menos positivo) se tiene una mayor tendencia a la oxidación, o sea a la pérdida de electrones. De acuerdo a lo anterior, se puede afirmar que las reacciones en la celda Daniell seran:
Cu2+ + 2e- Cu0 Zn0 - 2e- Zn2+
La fem de una celda se calcula mediante la relación:
fem = Potencial más positivo — Potencial más negativo, sin cambiar nunca los valores reportados en la tabla a menos que las condiciones de concentración, presión o temperatura sean diferentes a las estándar.




Aplicaciones de electroquímica en electrónica.

Los procesos electroquímicos de importancia comercial para la preparación de precursores de ciertos productos farmacéuticos y perfumes se conocen desde hace ya varios años, pero la producción de productos químicos en varios cientos de toneladas/año es bastante reciente. Una de las primeras plantas grandes fue construida en 1937 para la manufactura de sorbitol y manitol por reducción catódica de glucosa, pero en pocos años este proceso fue reemplazado por el de hidrogenación catalítica a elevada presión.
Recién en 1964 una real preparación en gran escala fue puesta en funcionamiento en Nalco-tetraalquilplomo y al año siguiente Monsanto comenzó el suceso más grande de la historia de los procesos electro orgánicos industriales, la producción electrolítica de adiponitrilo. En plantas piloto o en escala semicomercial han sido investigados varios procesos electros orgánicos que cubren una amplia gama de tipos de reacciones: reducción de ácidos ftáticos a los correspondientes ácidos dihidroftálicos; benceno a 1,4-ciclohexadieno, naftaleno a dihidronaftaleno y el acoplamiento reductivo de acetona a 2,3-dimetil-2,3-butanodiol (pinacolona). Los procesos anódicos examinados al menos en plantas pilotos cubren entre otros: la oxidación de propileno a óxido de propileno, la síntesis de Kolbe de sebacato de dimetilo a partir de adipato de monometilo y la oxidación de 1,4-butinodiol a ácido acetileno dicarboxílico. 3M Company en Haastings, Minnesota ha practicado la fluoración electroquímica de compuestos orgánicos desde 1951. Más de 40 procesos electroquímicos han sido desarrollados por el Central Electrochemical Research Intitute (CECRI) en la India y muchos de ellos han sido comercializados en escala relativamente pequeña. Algunos de estos productos son: ácido p-amino benzoico,p-aminofenol, ácido p- nitrobenzoico, ácido succínico, alcohol bencílico, benzaldehido, aldehido salicílico, bencidina y sacarina.
Como punto de partida para la realización del trabajo experimental, se ha rediseñado y actualizado un sistema automatizado para la medida de impedancias en celdas galvánicas, potenciando sus características iniciales. También se han desarrollado dos aplicaciones, una para el realizar la adquisición y control del sistema de medida y otra para analizar los datos experimentales en base al circuito equivalente de Randles. Debido a la gran influencia de la doble capa eléctrica en las reacciones electródicas, se ha investigado la estructura de la interfase Hg-disolución acuosa de percloratos (Li+, Na+, Mg2+ y Al3+), a partir de una magnitud termodinámica bien establecida, como son los excesos superficiales catiónicos de carga. Para ello, se han empleado como herramienta de cálculo tanto la teoría de Gouy-Chapman como UDCA (Unequal Distances of Closest
Approach). La UDCA ha permitido tanto describir cuantitativamente los excesos superficiales de los percloratos y cloruros a valores de carga negativa sobre el metal, así como realizar una interpretación microscópica de la interfase a partir de las distancias de máxima aproximación y los radios hidratados de los iones. Estos percloratos se han empleado para analizar la influencia tanto de la concentración como la carga de los cationes del electrólito presentes en la interfase, en la reacción de reducción isotérmica (298 K) del Zn(II). Este estudio ha permitido describir el comportamiento de las constantes de velocidad y comprobar el efecto de los coeficientes de actividad individuales del Zn(II) en disolución, calculados empleando la teoría MSA (Mean Spherical Approximatión). Con objeto de ampliar el conocimiento de las reacciones electródicas, se ha analizado la influencia de la temperatura sobre las reacciones de reducción del Cr(III) y Zn(II) en medio Na Cl O 4 acuoso. Así, en el primer caso se ha verificado que la reacción transcurre por un mecanismo de esfera externa, mientras que en el segundo caso se ha estudiado el efecto de la doble capa eléctrica sobre la entalpía de activación y los coeficientes de transferencia del proceso. Por último y debido a la escasez de datos bibliográficos disponibles, se ha propuesto un método que permite estimar e interpolar coeficientes de actividad a distintas temperaturas para electrólitos de diversa estequiometría, utilizando la MSA. El procedimiento se muestra como una alternativa favorable al método de Pitzer debido al bajo número de parámetros empleados y a su clara significación fisica.
Una aplicación industrial importante de la electrólisis es el horno eléctrico, que se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se obtiene el metal electrolíticamente. Los métodos electrolíticos se utilizan también para refinar el plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. La galvanotecnia, otra aplicación industrial electrolítica, se usa para depositar películas de metales preciosos en metales base. También se utiliza para depositar metales y aleaciones en piezas metálicas que precisen un recubrimiento resistente y duradero. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.
Un área importante de la biofísica ha sido el estudio de la transmisión de información en forma de impulsos en las células nerviosas de los organismos. Cada información se transmite en la forma de fenómenos discretos, llamados potenciales de acción, y está determinada por la frecuencia a la que son transmitidos y por las conexiones que cada célula establece con sus vecinas. Por ejemplo, el biofísico británico Alan Lloyd Hodgkin y el físico Andrew Fielding Huxley estudiaron las células nerviosas del calamar, cuyo gran tamaño permite la colocación de varios electrodos directamente en el interior de las células. Mediante una acertada combinación de la electroquímica, la electrónica moderna y los modelos matemáticos, fueron capaces de demostrar que el potencial de acción estaba producido por cambios selectivos en la permeabilidad de la membrana celular al sodio y al potasio. Desde entonces, se ha aplicado esta técnica con leves modificaciones a otros tejidos excitables, y en la actualidad constituye la base de todos los intentos de comprender el funcionamiento del sistema nervioso.
Para producir un flujo de corriente en cualquier circuito eléctrico es necesaria una fuente de fuerza electromotriz. Las fuentes disponibles son las siguientes:
1) máquinas electrostáticas, que se basan en el principio de inducir cargas eléctricas por medios mecánicos;
2) máquinas electromagnéticas, en las que se genera corriente desplazando mecánicamente un conductor a través de un campo o campos magnéticos;
 3) células voltaicas, que producen una fuerza electromotriz a través de una acción electroquímica;
 4) dispositivos que producen una fuerza electromotriz a través de la acción del calor;
5) dispositivos que generan una fuerza electromotriz por la acción de la luz; 6) dispositivos que producen una fuerza electromotriz a partir de una presión física, como los cristales piezoeléctricos.
Los procesos electroquímicos de importancia comercial para la preparación de precursores de ciertos productos farmacéuticos y perfumes se conocen desde hace ya varios años, pero la producción de productos químicos en varios cientos de toneladas/año es bastante reciente. Una de las primeras plantas grandes fue construida en 1937 para la manufactura de sorbitol y manitol por reducción catódica de glucosa, pero en pocos años este proceso fue reemplazado por el de hidrogenación catalítica a elevada presión.
Recién en 1964 una real preparación en gran escala fue puesta en funcionamiento en Nalco-tetraalquilplomo y al año siguiente Monsanto comenzó el suceso más grande de la historia de los procesos electroorgánicos industriales, la producción electrolítica de adiponitrilo. En plantas piloto o en escala semicomercial han sido investigados varios procesos electroorgánicos que cubren una amplia gama de tipos de reacciones: reducción de ácidos ftáticos a los correspondientes ácidos dihidroftálicos ; benceno a 1,4-ciclohexadieno , naftaleno a dihidronaftaleno y el acoplamiento reductivo de acetona a 2,3-dimetil-2,3-butanodiol (pinacolona). Los procesos anódicos examinados al menos en plantas pilotos cubren entre otros: la oxidación de propileno a óxido de propileno, la síntesis de Kolbe de sebacato de dimetilo a partir de adipato de monometilo y la oxidación de 1,4-butinodiol a ácido acetileno dicarboxílico . 3M Company en Haastings, Minnesota ha practicado la fluoración electroquímica de compuestos orgánicos desde 1951. Más de 40 procesos electroquímicos han sido desarrollados por el Central Electrochemical Research Intitute (CECRI) en la India y muchos de ellos han sido comercializados en escala relativamente pequeña. Algunos de estos productos son: ácido p-amino benzoico, p-aminofenol, ácido p- nitrobenzoico, ácido succínico, alcohol bencílico, benzaldehido, aldehído salicílico, bencidina y sacarina.