DIAPOSITIVAS

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ANABEL SUAZO MUÑOZ

JOSE FERNANDO MARTINEZ AGUILERA

MISAEL JIMENEZ GARCIA

EDUARDO MARTAGON

UNIDAD 5 FINAL

5.6. Calor de solución.

 Es la variación de entalpia relacionada con la adición de una cantidad determinada de soluto a una cantidad determinada de solvente a temperatura y presión constantes.

Calor de disolución
 El calor de disolución o entalpia de disolución (a presión constante) ΔHsolnes el calor generado o absorbido cuando cierta cantidad de soluto se disuelve en cierta cantidad de disolvente. La cantidad ΔHsoln representa la diferencia entre la entalpía de la disolución final y la entalpía de los reactivos originales, como lo representa:

ΔH soln = H soln – H componentes

 No es posible llevar a cabo esta medición, pero en un calorimetro a presión constante se puede determinar la diferencia y por ende "ΔHsoln". Al igual que los otros cambios de entalpía para procesos exotérmicos el signo de ΔHsoln será negativo (-), y para procesos endotérmicos el signo será positivo (+).

 Analizamos un ejemplo, ¿Cuál será la entalpia de disolución (o calor de disolución) al diluir Cloruro de sodio (NaCl) en agua?

NaCl(s) ---H2O---> Na+(ac) + Cl-(ac) ΔHsoln = ?

 La energía (denominada energía reticular (U)) requerida para separar completamente un mol de NaCl y pasarlo a sus iones en estado gaseoso es de 788 kJ/mol.
Por otro lado, el cambio de entalpía asociado al proceso de hidratacion de los iones (ΔHhidr) es de "-784 kJ/mol".

Por lo tanto la suma de estas dos será ΔHsoln. 788kJ/mol + (-784kJ/mol)= 4kJ/mol. Como lo mencionamos anteriormente el valor positivo quiere decir que fue un proceso endotermico (absorve calor). Por lo tanto cuando un mol de NaCl se disuelve en agua absorve 4kJ del ambiente.

5.7 Electroquímica

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.¹ En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.²

Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un"acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.

5.8. Electroquímica y celdas electrolíticas

Celdas electrolíticas: Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.En todas las técnicas de análisis electroquímico podremos identificar algo en común: en todas ellas es posible encontrar una celda de medida, con un número variable de electrodos, (igual o mayor que dos), donde se realizará la determinación. Una descripción más detallada nos permite reconocer en una celda los siguientes componentes:

5.9 Electroquímica y celdas voltaicas (galvánicas)

Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la atraviesen. La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad,éste debe eliminar iones negativos).Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo. 

Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica.

5.10 Celdas voltáicas de uso práctico

Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo).

una de las primeras pilas eléctricas, la Pila Daniell. Una pila Daniell está formada por un electrodo de zinc sumergido en una disolución diluida de sulfato de zinc y otro electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa. En esta situación la tensión de disolución del zinc es mayor que la presión osmótica de los iones Zn++ y el electrodo se disuelve emitiendo Zn++ y quedando cargado negativamente. 

En la disolución de sulfato de cobre, debido a su alta concentración de iones Cu, depositándose Cu++ sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado positivamente. En estas condiciones existirá una diferencia de potencial de 1 voltio aproximadamente entre ambos electrodos