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Reactividad Reactividad Document Transcript

  • Guía de Materia Química Reactividad
  • La Termodinámica nos permite predecir los cambios físicos o químicos que puede sufrir una sustancia o compuesto en un sistema que puede ser abierto cuando ocurre intercambio de materia y energía con el entorno, cerrado cuando sólo ocurre intercambio de energía con el entorno o aislado cuando no hay ningún tipo de intercambio con el entorno. Algunos términos importantes de entender en termodinámica son: Cambio Físico: son aquellas variaciones en los estados de la materia de un compuesto, sin afectar su estructura interna; son reversibles, es decir pueden ocurrir en ambos sentidos. Cambio químico: corresponde a una variación en la estructura interna del compuesto, estos cambios pueden ser irreversibles, es decir una vez que ocurre el cambio no se puede volver al compuesto original. Energía de Activación (Ea): energía mínima requerida por las moléculas para reaccionar y formar productos (ver Figura 1) . Figura 1. Energía de activación entre reactantes o reactivos y productos. Energía de Reacción (Er): corresponde a la energía necesaria para mantener y finalizar la reacción una vez que esta se ha iniciado gracias la Ea. Complejo Activado (Ca): corresponde a la transición entre reactantes y productos. Se caracteriza por presentar una energía mayor a la Ea. 1.1 Tipos de Reacción Exergónicas: reacción durante la cual se libera energía. Se caracterizan principalmente por: - La energía de los reactantes es mayor que la de los productos. - El complejo activado es el que tiene más energía. Endergónica: reacción que requiere energía para su desarrollo. Se caracteriza principalmente por: - La energía de los productos es mayor que la de los reactantes. - El complejo activado presenta mayor energía que reactantes y productos. 1.2 Propiedades Termodinámicas Entalpía (∆H) Corresponde a una variación de energía que ocurre dentro de una reacción química, entre reactantes y productos. En sentido estricto la entalpía se refiere a la energía interna dada a una temperatura y volumen determinados, como se expresa en la siguiente fórmula: ∆H = ∆Ι + ∆pV Donde: I = energía interna p = presión V = volumen 2
  • Para determinar la variación de entalpía de una reacción química se requiere la entalpía de reactantes y productos de modo de pode expresar la siguiente ecuación que los relaciona: ∆H reacción = ∑ ∆H productos - ∑ ∆H reactantes En base a la expresión anterior se pueden tener dos situaciones: - Si (∆H) >0: será una reacción positiva y por tanto endotérmica. - Si (∆H) <0: será una reacción negativa y por tanto exotérmica. Entropía (∆S) La entropía es una medida de la distribución al azar de un sistema, en otras palabras se puede interpretar como la tendencia al desorden de un sistema, por lo tanto la entropía aumenta al desordenarse el sistema y disminuye en caso contrario. El físico alemán Ludwig Boltzman buscando respuestas a ciertas interrogantes relacionadas con el orden de las moléculas determinó que los sistemas desordenados tienen mayor probabilidad de ocurrir que los ordenados, con lo que se dedujo que la entropía es una medida que indica la probabilidad de tener un estado químico. Enlazando las ideas anteriores se puede concluir que al generarse cambios del estado sólido (más ordenado) a líquido (desorden intermedio) y gaseoso (más desordenado) se produce un aumento en la entropía del sistema. Espontaneidad Es una medida de la cantidad de estados desordenados que hay en una reacción, por tanto a mayor cantidad de estados desordenados en el sistema, mayor espontaneidad de la reacción. Energía libre ( ∆G ) Es una función de estado que permite cuantificar la espontaneidad. Está determinada por la relación entre la variación de entalpía y la variación de entropía a cierta temperatura. Se expresa a través de la siguiente ecuación: ∆G = ∆H - T ∆S Si: ∆G < 0 Proceso espontáneo, la reacción ocurrirá. ∆G = 0 Proceso en equilibrio, no hay cambio neto. ∆G > 0 Proceso no espontáneo, la reacción no ocurrirá. 2. Reacciones de oxidación y reducción Las reacciones de óxido-reducción o redox corresponden a aquellos procesos químicos en los que ocurre un cambio en el estado de oxidación por efecto de la transferencia de electrones. Las reacciones de oxidación y reducción se requieren mutuamente para ocurrir, así una reacción redox se compone de un proceso o semireacción de oxidación y un proceso de reducción. Na → Na + + e Proceso de oxidación. Ejemplo: K+ + e → K Proceso de reducción K + + Na 0 → K 0 + Na + Reacción óxido - reducción. 3
  • 2.1 Conceptos importantes Estado de oxidación: es la carga iónica parcial que existe sobre un átomo que es parte de una molécula o ión, se caracteriza por: - En un compuesto neutro sus estados de oxidación sumarán cero. - En un compuesto positivo su carga corresponderá a la carga positiva que indique la suma de sus estados de oxidación. - En un compuesto negativo su carga corresponderá a la carga negativa que indique la suma de sus estados de oxidación. Proceso de oxidación: transferencia de electrones desde un elemento del compuesto, el cual aumenta su estado de oxidación. _ Ejemplo: Na → Na + + e Agente reductor: es el elemento que se oxida o cede electrones, por lo que aumenta su estado de oxidación. En el ejemplo anterior corresponde al Na. Proceso de reducción: es aquel en que un elemento del compuesto recibe electrones, disminuyendo su estado de oxidación _ Ejemplo: K+ + e → K Agente Oxidante: es el elemento que se reduce o recibe electrones, por lo que su estado de oxidación disminuye. En el ejemplo anterior corresponde al K+. 2.2 Equilibrio de ecuaciones óxido-reducción Para el equilibrio de ecuaciones redox se puede utilizar dos métodos: Método del ión electrón - Expresar la ecuación en forma iónica. - Se igualan los elementos que forman la ecuación. El oxígeno se iguala con agua que en ambiente ácido se agrega al compuesto que tiene déficit de oxígenos y en medio básico al compuesto con exceso de oxígenos. - El hidrógeno se iguala con iones hidrógeno H+ cuando el ambiente es ácido y con iones hidroxilo OH- en ambiente básico. - Se equiparan las cargas eléctricas, agregando electrones según corresponda. Método del estado de oxidación - Expresar la ecuación en forma iónica. - Se igualan las cargas agregando electrones. - Se equiparan los oxígenos que forman la ecuación con agua - Se equiparan los hidrógenos con H+ u OH- según corresponda, tal como en el método anterior. 2.3 Electroquímica Una de las aplicaciones de las reacciones redox es su uso en las celdas electroquímicas, las que pueden ser galvánicas (de uso común en radios, linternas, juguetes, etc) o electrolíticas, estas celdas tienen como función entregar energía eléctrica. La electrólisis es un proceso en el cual un electrolito (sustancia que conduce la corriente eléctrica) se somete a cambios químicos al generar continuo de corriente pasando por él, mediante la introducción de dos electrodos, placas metálicas conductoras de corriente eléctrica que al conectarse con la fuente de poder bloquean el circuito en el área externa a la celda electrolítica. 4
  • 3. Reacciones de ácido-base 3.1 Reacciones ácido-base Corresponden al traspaso de un ión hidrógeno desde un ácido a una base, lo que se define como neutralización. Ácido + Base ↔ Ácido conjugado de la base + Base conjugada del ácido Ácido formado Base formada por la base que por el ácido que recibe un H+. dona un H+. Figura 3. Reacción ácido-base Como se muestra en la Figura 3 las reacciones ácido-base están en equilibrio, por lo que las sustancias formadas también pueden transferir H+ entre ellas. Otro concepto importante de estas reacciones es el par conjugado que corresponde al ácido y su base conjugada o bien la base y su ácido conjugado. Ejemplo: HCl + NaOH → NaCl + H 2 O Par conjugado 1: HCl (ácido) y NaCl (base conjugada) Par conjugado 2: NaOH (base) y H2O (ácido conjugado) 3.2 Cálculos de pH pH: para determinar la ácidez de ácidos fuertes y débiles. [ ] pH = - log H + pOH: para determinar el pH de bases fuertes y débiles. pOH = - log OH -[ ] Relación entre pH y pOH: [H + ] ⋅ [OH- ] = 1 ⋅10-14 pH + pOH = 14 Ácido y base fuerte: sólo se requiere la concentración inicial del ácido o base, dado que se disocian completamente. Ejemplo: Determinación del pH de una solución de HCl cuya concentración es 0,01mol/lts. - Disociación HCl → H + + Cl - - Por estequiometría la relación entre el ácido y el hidrógeno es 1:1. HCl → H + + Cl - 0,01M 0,01M 0,01M pH = - log H + [ ] - Cálculo pH: pH = - log [0,01] pH = 2 5
  • Ácido y base débil: se requiere su concentración inicial y la de equilibrio, por lo que se necesita la constante de acidez (Ka) o basicidad (Kb) según corresponda. Esto, porque las sustancias no están completamente disociadas. En este caso se requiere una nueva expresión: [H ] = + (Ka + [ ácido]) Ejemplo: Determinación del pH de un ácido débil cuya concentración inicial es 0,3 M y su constante de ácidez de 1x10-5 M. + [H ] = + (Ka ⋅ [ ácido ]) - Concentración de H : [H ] = + (1x10 -5 ⋅ [0,3 ]) - Cálculo pH: [ pH = - log (Ka + [ ácido]) ] pH = 2,76 3.3 Titulación Técnica que a través de una neutralización controlada permite determinar la concentración de una disolución ácida o básica. La titulación consiste en la adición gradual de una disolución básica de concentración conocida que se puede aplicar con una bureta a otra disolución ácida de concentración desconocida hasta que se llegue al punto de equivalencia que corresponde al momento en que la disolución estándar ha neutralizado por completo a la otra disolución, este punto se detecta por un leve cambio en la coloración del indicador ácido base, comúnmente fenolftaleína, previamente adicionado en cantidades mínimas (un par de gotas). 6