Ensayos redox. Pila galvánica, práctica 6

Pila electrolítica, practica 8 

Debido a la clara conexión entre estas dos practicas hemos decidido juntar en una sola entrada su contenido.
Primero realizaremos una  introducción sobre las pilas gálvanicas:

-Célula, célula galvánica, pila galvánica o celda voltaica es un dispositivo que utiliza las reacciones redox para convertir la energía química en energía eléctrica. La reacción química utilizada es siempre espontánea.

Este dispositivo, dispone de dos electrodos que suelen ser de diferentes metales, que proporcionan una superficie sobre la que ocurren las reacciones de oxidación y reducción. Estos electrodos se colocan en dos compartimentos separados, a su vez inmersos en un medio que contiene iones en concentraciones conocidas, separados por una placa porosa o membrana, que puede estar compuesta por acristalamiento arcilla, porcelana u otros materiales.

Las dos mitades de esto se llaman células electroquímicas y los compartimentos están diseñados para separar los dos reactivos que participan en la reacción redox, de lo contrario los electrones se transfieren directamente desde el agente reductor de agente oxidante. Por último, los dos electrodos están conectados por un circuito eléctrico, que se encuentra fuera de la célula, llamado el circuito externo, garantizando el flujo de electrones entre los electrodos.

Las baterías no deben confundirse con la pilas. Si bien sólo la primera energía química se convierte en electricidad, la segunda es la interconversión entre la energía eléctrica y química.

Es importante saber que en la célula, los electrones fluyen desde el ánodo al cátodo, y la dirección de la corriente eléctrica, de uso común en la física, es desde el cátodo al ánodo.

ejemplo de pila galvanica: 

Definicion de pila electrolítica:

Las celdas electrolíticas no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.

Aquí subimos unos vídeos para que podáis observar diversos experimentos sobre pilas:

http://www.youtube.com/watch?v=31Wq-TlglQw

http://www.youtube.com/watch?v=NkoaI8bFiLA

http://www.youtube.com/watch?v=3zC9armeGEc

Como persona influyente en este apartado de la ciencia hemos escogido a:

-Luigi Galvani, fisico italiano

http://es.wikipedia.org/wiki/Luigi_Galvani

-John Frederic Daniell, químico y físico inglés
http://es.wikipedia.org/wiki/John_Frederic_Daniell 

Disoluciones reguladoras, Practica 5

En esta entrada, como en la anterior, primero introduciremos un vídeo explicando la teoría relacionada con este apartado, y después colgaremos unos vídeos de prácticas de laboratorio. El vídeo sobre la teoría es el siguiente:

http://www.youtube.com/watch?v=rTk2JZqkaAE

Los vídeos sobre las prácticas son los siguientes:

http://www.youtube.com/watch?v=VTY1G6qyNlM

http://www.youtube.com/watch?v=kmdhhXbl5RM

Ahora realizaremos una definición/aclaración del concepto de disolucion reguladora:

-Una disolución reguladora (también llamada amortiguadora, tampón o "buffer") es una disolución capaz de mantener el pH casi constante cuando se le añaden cantidades moderadas de un ácido o de una base.

Una disolución reguladora debe contener una concentración de ácido suficiente para reaccionar con la base (OH^-) que se añada y, también, una concentración de base apropiada para reaccionar con el ácido (H₃O⁺) añadido.

Una disolución reguladora se prepara mezclando dos solutos: o bien, un ácido débil (HA) y su base conjugada (A^-); o bien, una base débil (B) y su ácido conjugado (HB⁺).

El ácido débil y su base conjugada participan del siguiente equilibrio: 

HA

+

H2O

A-

+

H3O+

La base débil y su ácido conjugado participan del siguiente equilibrio

B

+

H2O

HB

+

OH-

un ejemplo mas visual es el siguiente(variación de pH) :

Propiedades ácido-base de las sales: Hidrólisis, práctica 4

Para esta práctica hemos buscado un vídeo que explica detalladamente la parte teórica de este campo de la ciencia:

http://www.youtube.com/watch?v=FyjBQB0GIBQ

Una vez claros los conceptos relacionados con la hidrólisis, aquí van unos vídeos de diversos experimentos relacionados con este apartado:

http://www.youtube.com/watch?v=P-TUWTqeNkM

http://www.youtube.com/watch?v=5SHHYp0v0tU

http://www.youtube.com/watch?v=mkwFPS0oaqk

Ahora, realizaremos un resumen del concepto básicos de hidrólisis:

La hidrólisis es una reacción química entre una molécula de agua y otra molécula, en la cual la molécula de agua se divide y sus átomos pasan a formar parte de otra especie química. Esta reacción es importante por el gran número de contextos en los que el agua actúa como disolvente.

ejemplo de la hidrólisis de los ésteres

Como personas influyentes en este aspecto de la ciencia hemos escogido:

-Johannes Nicolaus Brønsted,físico y químico francés

http://es.wikipedia.org/wiki/Johannes_Nicolaus_Br%C3%B8nsted

-Thomas Martin Lowry,físico y químico inglés

http://es.wikipedia.org/wiki/Thomas_Lowry

Equilibrio químico, práctica 3

En esta entrada que aborda el tema del equilibrio químico hemos buscado unos vídeos de ejercicios sobre este apartado de la química para su fácil comprensión.

http://www.youtube.com/watch?v=EKIEbE85Z8k

http://www.youtube.com/watch?v=C6fl4ohqQOk  

http://www.youtube.com/watch?v=F9ydcp7k2Ac

En el aspecto teórico nos centraremos en el principio de Le Chatelier:

El Principio de Le Chatelier se puede enunciar de la siguiente manera: Si en un sistema en equilibrio se modifica algún factor (presión, temperatura, concentración,..) el sistema evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a dicha modificación.

Cuando algún factor que afecte al equilibrio varía, éste se altera al menos momentáneamente. Entonces el sistema comienza a reaccionar hasta que se reestablece el equilibrio, pero las condiciones de este nuevo estado de equilibrio son distintas a las condiciones del equilibrio inicial. Se dice que el equilibrio se desplaza hacia la derecha (si aumenta la contentración de los productos y disminuye la de los reactivos con respecto al equilibrio inicial), o hacia la izquierda (si aumenta la concentración de los reactivos y disminuye la de los productos).

Ahora incluiremos como se desplazara el equilibrio según la variación que se produzca:

-Cambios en la temperatura

Si en una reacción exotérmica aumentamos la temperatura cuando se haya alcanzado el equilibrio químico, la reacción dejará de estar en equilibrio y tendrá lugar un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda (en el sentido en el que se absorbe calor). Es decir, parte de los productos de reacción se van a transformar en reactivos hasta que se alcance de nuevo el equilibrio químico.

Si la reacción es endotérmica ocurrirá lo contrario.

-Adición o eliminación de un reactivo o producto

Consideremos el siguiente equilibrio químico:

CO_(g) + Cl_2(g) Û COCl_2(g)

para el que, a una cierta temperatura, se tiene:

Si se añade más cloro al sistema, inmediatamente después de la adición tenemos:

[Cl₂]>[Cl₂]_eq1 [CO]=[CO]_eq1 [COCl₂]=[COCl₂]_eq1

Entonces:

Por tanto, el sistema no se encuentra en equilibrio. Para restablecer el equilibrio debe aumentar el numerador y disminuir el denominador. Es decir, el sistema debe de evolucionar hacia la formación del COCl₂ (hacia la derecha).

Si disminuimos las concentraciones de CO, de Cl₂ o de ambas, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, ya que tiene que disminuir el numerador.

Un aumento de la concentración de os reactivos, o una disminución de los productos hace que la reacción se desplace hacia la derecha. En cambio, una disminución de la concentración de los reactivos, o un aumento de la concentración de los productos, hacen que la reacción se desplace hacia la izquierda.

-Efecto de cambios en la presión y el volumen

Las variaciones de presión sólo afectan a los equilibrios en los que intervienen algún gas y cuando hay variaciones de volumen en la reacción.

En la reacción de formación del amoniaco, hay cuatro moles en el primer miembro y dos en el segundo; por tanto, hay una disminución de volumen de izquierda a derecha:

N_{2 (g)} + 3 H_{2 (g)} Û 2 NH_{3 (g)}

Si disminuimos el volumen del sistema el efecto inmediato es el aumento de la concentración de las especies gaseosas y , por tanto, de la presión en el recipiente. Dicho aumento se compensa parcialmente si parte del N₂ y del H₂ se combinan dando NH₃, pues así se reduce el número total de moles gaseosos y, consecuentemente, la presión total. El equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Si aumentamos el volumen ocurrirá todo lo contrario.

Como personaje ilustre a destacar en este campo de la ciencia hemos escogido a:

-Henry Louis Le Châtelier, quimico francés

http://es.wikipedia.org/wiki/Henry_Le_Ch%C3%A2telier

Cinética Química, Práctica 2

Vídeos que demuestran los conceptos básicos de cinética química:

http://www.youtube.com/watch?v=u4Ic5Yyk7cY

http://www.youtube.com/watch?v=HV5upQZhccc

http://www.youtube.com/watch?v=ExH_YRfYToI

En ellos se demuestran los factores que afectan a la velocidad de reacción:
- la superficie de contacto
-la temperatura
-los catalizadores
-la concentración de los reacctivos

En esta entrada nos centraremos en los catalizadores: ejemplos de catalizadores:
Un catalizador es una sustancia química, simple o compuesta, que modifica la velocidad de una reacción química, interviniendo en ella pero sin llegar a formar parte de los productos resultantes de la misma. Los catalizadores se caracterizan con arreglo a las dos variables principales que los definen: la fase activa y la selectividad. La actividad y la selectividad, e incluso la vida misma del catalizador, depende directamente de la fase activa utilizada, por lo que se distinguen dos grandes subgrupos: los elementos y compuestos con propiedades de conductores electrónicos y los compuestos que carecen de electrones libres y son, por lo tanto, aislantes o dieléctricos

ejemplos de catalizadores:
El Dióxido de Manganeso (MnO2)es utilizado como catalizador en la descomposición del peróxido de hidrógeno (H2O2). Al agregar MnO2 al H2O2 este último se descompone en agua y oxígeno pero la cantidad de MnO2 no sufre ningún cambio. La reacción química queda representada de la siguiente forma. 2H2O2 + nMnO2 à 2H2O + O2 +nMnO2 Otro catalizador es el Cloruro de Aluminio que se utiliza en diferentes reacciones petroquímicas, entre las que se encuentra la manufactura de resinas sintéticas

Como persona ilustre en este apartado de la ciencia hemos elegido a:
-Svante August Arrhenius, físico y químico de origen sueco

http://es.wikipedia.org/wiki/Svante_August_Arrhenius

Termodinámica, Practica 1

Primera practica del laboratorio de química. Hemos recogido unos vídeos en los que se explican de manera básica los principios de la termodinámica:

http://www.youtube.com/watch?v=qM2DmGfkiOs

http://www.youtube.com/watch?v=xM-UEJ666LM

http://www.youtube.com/watch?v=veFLTN13PGo

En ellos se explican conceptos como entropía, energía interna... que están en la base de la termodinámica.

Nosotros en nuestra practica utilizaremos un aparato llamado calorímetro, el cual es un instrumento que sirve para medir las cantidades de calor suministradas o recibidas por los cuerpos.

 Este es el ejemplo de un calorímetro casero

Y este es el ejemplo de un calorimetro de laboratorio 

-En todas las entradas reservaremos un apartado para hablar sobre los grandes personajes del area que estemos abordando. En el campo de la termodinamica destacamos a:

-Josiah Willard Gibbs, físico estadounidense

http://es.wikipedia.org/wiki/Josiah_Willard_Gibbs

-Rudolf Julius Emmanuel Clausius, fisico y matematico aleman

http://es.wikipedia.org/wiki/Rudolf_Clausius

-William Thomson, primer barón Kelvin, físico y matematico britanico

http://es.wikipedia.org/wiki/Lord_Kelvin

Distribución de las tareas en el grupo 4 de química:

-Alberto De La Torre:

Realizara las memorias completas y las presentaciones de las practicas: 

• 3:Equilibrio químico
• 4:Propiedades acido-base de las sales: Hidrólisis
• 5:Disoluciones reguladoras

-Luis Del Alamo:

Realizara las memorias completas y las presentaciones de las practicas: 

• 6:Ensayos redox: Pila galvánica
• 7:Analisis cualitativo de cationes y aniones
• 8:Pila electrolitica 

-Bruno Díez:

Realizara las memorias completas y las presentaciones de las practicas: 

• 1:Termodinamica
• 2:Cinética Quimica

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