bateria casera

integrantes: bolañoz magaña santos eleazer

                    lizandro rodriguez tuz

                    uc balam francisco 

introduccion:en este proyecto se espera que los alumnos aprendan que las reacciones quimicas pueden hacer voltaje a tal grado de prender un led de 3volts, en este proyecto se aprendi mucho sobre las reacciones quimicas y lls materiales para lograr el resultado para el cual pueda ensender el led.

Óxido-reducción

Definición

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones , en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones:

•  la sustancia que gana electrones disminuye su número de oxidación . Este proceso se llama Reducción .

•  la sustancia que pierde electrones aumenta su número de oxidación. Este proceso se llama Oxidación.

Por lo tanto, la Reducción es ganancia de electrones y la Oxidación es una pérdida de electrones.

(Ver: PSU: Química; Pregunta 08_2005 (Química2)

Número de oxidación

Corresponde a la carga del elemento químico; es decir, corresponde a un valor arbitrario que se le ha asignado a cada elemento químico, el cual indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

(Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005 )

Para calcular el número de oxidación se deben tener en cuenta las siguientes reglas:

Regla Nº 1 : El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero .

Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe

Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +l , excepto en el caso de los hidruros que es –1 .

+ 1: cuando el hidrógeno se combina con un no-metal (ácido).

Ejemplos: HCl; ácido clorhídrico

número de oxidación del hidrógeno: + 1

número de oxidación del cloro: – 1

HI;  ácido yodhídrico

número de oxidación del hidrógeno: + 1

número de oxidación del cloro: – 1

– 1: cuando el hidrógeno se combina con un metal (hidruros)

Ejemplos : NaH; hidruro de sodio

número de oxidación del hidrógeno: - 1

número de oxidación del sodio: + 1

LiH;   hidruro de litio

número de oxidación del hidrógeno: - 1

número de oxidación del litio: + 1

Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2 , excepto en los peróxido donde es -1 .

Ejemplos: CaO; óxido de calcio

número de oxidación del oxígeno: - 2

número de oxidación del calcio: + 2

H 2 O 2 ; peróxido de hidrógeno o agua oxigenada

número de oxidación del oxígeno: - 1

número de oxidación del hidrógeno: + 1

Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación + (positivo) e igual a su valencia .

Ejemplos : Ca (calcio): valencia = 2

número de oxidación: + 2

Li (litio): valencia = 1

número de oxidación: + 1

Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación – (negativo) e igual a su valencia .

Ejemplos: Cl (cloro): valencia = 1

número de oxidación: – 1

I (yodo): valencia = 1

número de oxidación: –1

Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor ( F) es siempre –1 .

Ejemplo. NaF: fluoruro de sodio

número de oxidación del flúor: – 1

número de oxidación del sodio: + 1

Regla Nº 7: En las moléculas neutras , la suma de los números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

Ejemplos: Cu 2 O: óxido cuproso

número de oxidación del cobre: + 1;  como hay dos átomos de cobre, se multiplica el número de oxidación por el número de átomos de la molécula: 2 • + 1= + 2.

número de oxidación del  oxígeno: – 2

+ 2 + – 2 =  0

H 2 SO 4 : ácido sulfúrico

número de oxidación del hidrógeno: + 1; hay 2 átomos = 2 · + 1 = + 2

número de oxidación del azufre: + 6; hay 1 átomo = 1 · + 6 = + 6

número de oxidación del oxígeno: – 2, hay 4 átomos = 4 · – 2 = – 8

+ 2  + + 6  +  – 8 =  0

Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.

Ejemplo: PO 4 –3 : fosfato

número de oxidación del fósforo: + 5; hay 1 átomo = 1 • + 5 = + 5

número de oxidación del oxígeno: –2; hay 4 átomos = 4 • – 2 = – 8

La molécula tiene una carga de – 3, por lo tanto, al sumar los números de oxidación del fósforo y del oxígeno, el resultado debe ser igual a – 3.

+ 5 + – 8 = – 3

– 3 = – 3

Concepto de oxidación- reducción:

redox001
Cuando se introduce una lámina de zinc (Zn) en una disolución concentrada de cobre II (Cu ; valencia = 2), transcurridos unos segundos, se observa que la lámina se recubre de una capa de cobre metálico.

La ecuación química que representa este proceso es:

Zn  +  CuSO 4 —> Cu  + ZnSO 4

El sulfato de cobre (II), CuSO 4, y el sulfato de zinc,  ZnSO 4 , son compuestos que, fundidos o disueltos en agua, se disocian en iones, según la siguiente ecuación iónica:

Zn 0 + Cu + 2 + SO 4 – 2 —>           Cu 0 + Zn + 2 + SO 4 – 2

En esta ecuación puede apreciarse que el ión sulfato (SO -2 ) aparece en ambos lados de la ecuación, por lo tanto, la ecuación  puede escribirse de manera más sencilla :

Cu + 2 + Zn 0 —>          Cu 0 + Zn + 2

La ecuación química nos indica que durante el proceso el átomo de zinc, que era eléctricamente neutro, se ha transformado en el ión Zn +2 .  Para esto, tuvo que ceder 2 electrones; en cambio, el ión Cu +2 aceptó los 2 electrones del zinc, que lo convirtieron en un átomo de cobre, eléctricamente neutro.

De acuerdo a este hecho experimental, se puede concluir que:

•  la sustancia que pierde electrones hace que la otra sustancia gane electrones; es decir, la sustancia que se oxida hace que la otra sustancia se reduzca . Por esto se dice que la sustancia que se oxida es el Agente Reductor, y la sustancia que se reduce es el Agente Oxidante.

•  como los electrones son cargas negativas, cuando una sustancia gana electrones; es decir, se reduce, se vuelve más negativa, por lo que disminuye su número de oxidación. Por el contrario, cuando una sustancia pierde electrones , se vuelve más positiva, por lo que aumenta su número de oxidación.

Ejemplo: Zn 0 +   Cu +2 —>        Zn +2 +   Cu +0

Esta es una reacción de óxido-reducción  porque hay una transferencia de electrones, pues los números de oxidación del Zn y Cu, al comienzo de la reacción, no son los mismos al final de la reacción.

El Zn cambia su número de oxidación de 0 a +2; esto significa un aumento del número de oxidación, por lo tanto, hay una pérdida de electrones (2 electrones); el Fe es agente reductor.

El Cu cambia su número de oxidación de +2 a 0; esto significa una disminución del número de oxidación, por lo tanto, hay una ganancia de electrones (2 electrones); el Cu es agente oxidante.

redox002
Esquema de una pila alcalina.
Esta reacción química entre el zinc y el sulfato de cobre se  utiliza para obtener corriente eléctrica .  Para ello es necesario diseñar un dispositivo que permita que la reacción se desarrolle en dos partes físicamente separadas: una parte donde se generan los electrones (por la oxidación del Zn), y otra, en la que se reciben (por la reducción del Cu +2 ).  Si conectamos ambas partes con un alambre, el movimiento de los electrones a través de él generará una corriente eléctrica.

Semi-reacciones de óxido-reducción:

De acuerdo a lo anterior, puede decirse que la reacción química descrita anteriormente involucra dos procesos, los cuales pueden representarse mediante semi-reacciones, una semi -reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. Como estos dos procesos ocurren simultáneamente, la suma de ambas semi-reacciones, da la reacción total.

Las ecuaciones que describen estos procesos son:

Semi-reacción de oxidación :

Zn       —>       Zn +2 +    2e –

Semi-reacción de reducción :

Cu +2 +   2e – —>       Cu

Por lo tanto, en el proceso de oxidación un átomo o ión cede uno o más electrones; mientras que en el de reducción, el átomo o ión capta uno o más electrones.  Ambos procesos son complementarios y ocurren simultáneamente.  De ahí el nombre de reacciones redox.

En los procesos de óxido-reducción, la transferencia de electrones siempre ocurre desde un agente reductor a un agente oxidante.

Átomo o ión que se:

Oxida

Reduce

Cede electrones

Aumenta su número de oxidación

Es un agente reductor

Acepta electrones

Disminuye su número de oxidación

Es un agente oxidante

Para escribir las semi-reacciones siempre se debe considerar lo siguiente:

1. se debe igualar cada semi-reacción en cuanto a átomos (balance de masa) y en cuanto a carga (balance de cargas)

2. al escribir las semi-reacciones y equilibrar las cargas, se deben agregar electrones a la derecha en la oxidación (hay pérdida de electrones)  y a la izquierda en la reducción (hay ganancia de electrones).

3. como en la ecuación total no aparecen electrones, se debe multiplicar cada semi-reacción, si fuese necesario, por un número que permita igualar los electrones de la derecha con los electrones de la izquierda, a fin de que se simplifiquen.

4. Sumar las semi-reacciones y comprobar que los átomos y las cargas estén equilibradas a ambos lados de la ecuación.

Volviendo al ejemplo anterior:

Zn 0 + Cu +2 + SO 4 -2 —>          Cu 0 + Zn +2 + SO 4 –2

Como los átomos que participan en la reacción son sólo el Zn y el Cu, se anota la ecuación química en forma más simple:

Zn 0 +   Cu +2 —>                 Zn +2 +   Cu +0

Se plantean las semi-reacciones:

Semi-reacción de oxidación:

Zn           —>                Zn +2 +    2e –

Semi-reacción de reducción:

Cu +2 +   2e – —>                 Cu

Sumando ambas semi-reacciones se tiene:

Zn                —>               Zn +2 +    2e –

+ Cu +2 +   2e – —>                      Cu

--------------------------------------------------------------------------

Zn 0 +   Cu +2 —>                 Zn +2 +   Cu +0

(Ver: PSU: Química, Pregunta 10_2005 )

Aplicaciones de la oxidación-reducción

Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria ya que constituyen el principio de funcionamiento de las pilas eléctricas , tales como las pilas alcalinas y se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales, tales como el cobre en nuestro país. También se utilizan para la protección de los metales contra la corrosión. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y en la fotosíntesis .

Reacciones de neutralización

Las reacciones de neutralización, son las reacciones entre un ácido y una base, con el fin de determinar la concentración de las distintas sustancias en la disolución.
Tienen lugar cuando un ácido reacciona totalmente con una base, produciendo sal y agua. Sólo hay un único caso donde no se forma agua en la reacción, se trata de la combinación de óxido de un no metal, con un óxido de un metal.

Ácido + base → sal + agua

Por ejemplo:  HCl + NaOH → NaCl + H2O

Las soluciones acuosas son buenas conductoras de la energía eléctrica, debido a los electrolitos, que son los iones positivos y negativos de los compuestos que se encuentran presentes en la solución.
Una buena manera de medir la conductancia es estudiar el movimiento de los iones en una solución.

Cuando un compuesto iónico se disocia enteramente, se le conoce como electrolito fuerte. Son electrolitos fuertes por ejemplo el NaCl, HCl, H2O (potable), etc, en cambio, un electrolito débil es aquel que se disocia muy poco, no produciendo la cantidad suficiente de concentración de iones, por lo que no puede ser conductor de la corriente eléctrica.

Cuando tenemos una disolución con una cantidad de ácido desconocida, dicha cantidad se puede hallar añadiendo poco a poco una base, haciendo que se neutralice la disolución.

Una vez que la disolución ya esté neutralizada, como conocemos la cantidad de base que hemos añadido, se hace fácil determinar la cantidad de ácido que había en la disolución.

En todos los procesos de neutralización se cumple con la “ley de equivalentes”, donde el número de equivalentes del ácido debe ser igual al número de equivalentes de la base:

Nº equivalentes Ácido = nº equivalentes Base

Los equivalentes dependen de la Normalidad, que es la forma de medir las concentraciones de un soluto en un disolvente, así tenemos que:

N= nº de equivalentes de soluto / litros de disolución

Deduciendo : nº equivalentes de soluto = V disolución . Normalidad

Si denominamos NA, como la normalidad en la solución ácida y NB, la normalidad de la solución básica, así como VA y VB, como el volumen de las soluciones ácidas y básicas respectivamente:

NA.VA= NB. VB

Esta expresión se cumple en todas las reacciones de neutralización. Ésta reacción se usa para la determinar la normalidad de una de las disolución, la ácida o la básica, cuando conocemos la disolución con la que la neutralizamos, añadimos así, poco a poco un volumen sabido de la disolución conocida, sobre la solución a estudiar, conteniendo ésta un indicador para poder así observar los cambios de coloración cuando se produzca la neutralización.

El valor del pH, definido como el – log[H+], cuando los equivalentes del ácido y de la base son iguales, se le conoce como punto de equivalencia. El punto de equivalencia puede ser práctico, o teórico.
En el pH, la escala del 0 al 7, es medio ácido, y del 7 al 14, medio básico, siendo el valor en torno al 7, un pH neutro.

Si valoramos la reacción entre un ácido fuerte y una base fuerte, el punto equivalente teórico estará en torno a 7, produciéndose una total neutralización de la disolución. En cambio, si se estudia un ácido débil con una base fuerte, la sal que se produce se hidrolizará, añadiendo a la disolución iones OH-, por lo tanto el punto de equivalencia será mayor que 7. Y si es el caso de un ácido fuerte con una base débil, la sal que se produce se hidroliza añadiendo los iones hidronios, siendo asñi el punto de equivalencia menos que 7.
Cuanto más cerca se encuentren los valores de los puntos teóricos y prácticos, menor será el error cometido.

Recordando conceptos:

• Los ácidos fuertes, son aquellas sustancias que se disocian totalmente, cuando se disuelven en agua. Son ácidos fuertes el H2SO4, HCl, HNO3, etc.

pH= -log [H+] = -log[ Ac. Fuerte]

• Ácidos de fuerza media: son aquellos que se disocian parcialmente, sus constantes ácidas o de disociación son mayores de 1 x 10^-3
• Ácidos débiles: Son aquellos que no se disocian completamente. Cuando más pequeña es la constante ácida, más débil es la acidez.
• Bases fuertes: se disocian totalmente, cediendo todos sus OH-. Bases fuertes son los metales alcalinos, y alcalinotérreos como pueden ser NaOH, KOH, Ba(OH)2, etc

pH= 14 + log [OH-]

• Bases débiles: Se trata de aquellas que no se disocian completamente.

Existen unas sustancias, llamadas indicadores, que generalmente son ácidos orgánicos débiles, éstas poseen la propiedad de cambiar de color cuando cambia la acidez de la disolución donde se encuentran.
Por ejemplo, el papel tornasol, cambia a color azul al ser introducido en una disolución de carácter básico, y a color rojo, si la disolución es ácida.

Sustitución (Simple y Doble)

Cuando una reacción implica un elemento que desplaza a otro en un compuesto, se llama reacción de sustitución simple o reacción de reposición simple. También se utiliza el nombre de "reacción de desplazamiento". Por ejemplo, una tira de cobre sumergida en una solución de nitrato de plata desplazará átomos de plata, produciendo nitrato de cobre y precipitación de cristales del metal plata.

Cu(s) + 2AgNO₃(aq) -> 2 Ag(s) + Cu(NO₃)₂(aq)

Si el metal zinc se sumerge en un ácido, desplazará al hidrógeno del ácido.

ZN(s) + 2HCl(aq) -> 2 H₂(g) + ZnCl₂(aq)

Generalmente, los metales activos, desplazarán el hidrógeno de los ácidos.

Sustitución Doble

Cuando en una reacción aparece un intercambio de parte de los reactivos, la reacción se conoce como reacción de doble sustitución o reacción de doble reposición. Otro nombre utilizado para este tipo de reacciones es el de "reacciones de metátesis". Cuando los reactivos son compuestos iónicos en solución, los aniones y cationes de los compuestos se intercambian. Probablemente la más famosa de este tipo de reacciones entre los profesores de química sea la reacción entre el nitrato de plomo y el yoduro de potasio:

2KI(aq) + Pb(NO₃)₂(aq) -> 2KNO₃(aq) + PbI(s)

Las fórmulas generales:

a) AB nos da A + B análisis

b) A + B nos da AB síntesis

c) A + BC nos da B + AC sustitución simple

d) AB + CD nos da AD + BC sustitución doble

reaccion quimica descomposicion

Ejemplos de Reacciones de Descomposición

Las Reacciones de Descomposición:

Las Reacciones de Descomposición son aquellas que a partir de un compuesto se forman dos o más sustancias. En esta reacción los átomos que forman un compuesto se separan para dar los productos según la fórmula:

    AB  →  A + B

donde A y B representan dos sustancias químicas cualesquiera.

Las Reacciones de Descomposición se producen por alguno de los siguientes motivos:

Descomposición Térmica

Electrólisis

Hidrólisis

Las Reacciones de Descomposición son lo opuesto a las Reacciones de Combinación o Síntesis. 

Ejemplos de Reacciones de Descomposición:

Electrólisis:

2 NaCl → 2 Na + Cl

2 H2O → 2 H2 + O2

Descomposición de Carbonatos y Bicarbonatos: 

CaCO3 → CaO + CO2

Ca(HCO3)2 → CaO + CO2 + H2O

2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O

...

Descomposición de Hidratos:

CuSO4·5H2O → CuSO4 + 5H2O

Otros ejemplos:

H2CO3 → CO2 + H2O 

2 H2O2 → 2 H2O + O2

2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

2 HgO → 2 Hg + O2

...

Principales Reacciones Químicas:

Reacción Ácido-Base:  un ácido y una base dan lugar a una sal y agua: HCl + NaOH → NaCl + H2O

Reacción de Adición: los átomos se unen a una molécula que posee un enlace múltiple destruyéndolo.

Reacción en Cadena: los productos de la reacción provocan nuevas reacciones

Reacción de Combinación: el producto es la reagrupación de átomos iniciales (A+B→AB): N2+3H2 → 2NH3

Reacción de Condensación: dos moléculas se unen para dar un único producto más agua

Reacción de Descomposición: a partir de un compuesto se forman dos o más sustancias (AB → A + B)

Reacción de Desplazamiento: un elemento es sustituido por otro que está presente en la reacción

Reacción de Dismutación: un elemento es simultáneamente oxidado y reducido: 2 H2O2 → 2 H2O + O2

Reacción de Doble Sustitución: dos compuestos intercambian elementos (AB + CD → CB + AD)

Reacción Elemental: se produce en un único paso sin etapas intermedias o estados de transición.

Reacción de Eliminación: es lo contrario a la reacción de adición: R-CH2-CH2-X → R-CH=CH2 + H-X

Reacción Exorgónica: reacción química donde la variación de la energía libre de Gibbs

Reacción Iónica: interacción eléctrica de especies iónicas dispersos en el disolvente: Ag+ + Cl-- →  AgCl

Reacción Limitante: reacción que se produce más lentamente limitando la velocidad de la reacción global.

Reacción Orgánica: son las reacciones de los compuestos orgánicos

Reacciones quimica de Combinación

Las Reacciones de Combinación:

Las Reacciones de Combinación o Reacciones de Síntesis son aquellas en las que dos sustancias se unen para formar un único producto. En esta reacción los átomos de los reactivos se reagrupan para dar lugar el producto según la fórmula:

A  +  B  →  AB

donde A y B representan dos sustancias químicas cualesquiera.

Ejemplos de Reacciones de Combinación:

• Combinación de óxidos con agua para formar hidróxidos:
• Na₂O + H₂O → 2Na(OH)
• CaO + H₂O → Ca(OH)₂
• Combinación de óxidos con agua para formar oxácidos: 
• SO₂ + H₂O → H₂SO₃
• SO₃ + H₂O → H₂SO₄
• Combinación de óxidos para formar sales:
• MgO + SO₃ → MgSO₄
• Combinación de no metal y oxígeno para formar óxidos:
• 2C + O₂ → 2CO
• C + O₂ → CO₂
• S + O₂ → SO₂
  
• 4P + 5O₂ → 2P₂O₅
  
• Combinación de metal y oxígeno para formar óxidos:
• 4Na + O₂ → 2Na₂O
• Combinación de metal y no metal para formar compuestos binarios:
• 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl
• 2 Al + 3 Br₂ → 2 AlBr₂
• Combinación de no metal con hidrógeno para formar un hidrácido:
• Cl₂ + H₂ → 2HCl
• S + H₂ → SH₂
• P + H₂ → PH₂

Principales Reacciones Químicas:

• Reacción Ácido-Base:  un ácido y una base dan lugar a una sal y agua: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
• Reacción de Adición: los átomos se unen a una molécula que posee un enlace múltiple destruyéndolo.
• Reacción en Cadena: los productos de la reacción provocan nuevas reacciones
• Reacción de Combinación: el producto es la reagrupación de átomos iniciales (A+B→AB): N₂+3H₂ → 2NH₃
• Reacción de Condensación: dos moléculas se unen para dar un único producto más agua
• Reacción de Descomposición: a partir de un compuesto se forman dos o más sustancias (AB → A + B)
• Reacción de Desplazamiento: un elemento es sustituido por otro que está presente en la reacción
• Reacción de Dismutación: un elemento es simultáneamente oxidado y reducido: 2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂
• Reacción de Doble Sustitución: dos compuestos intercambian elementos (AB + CD → CB + AD)
• Reacción Elemental: se produce en un único paso sin etapas intermedias o estados de transición.
• Reacción de Eliminación: es lo contrario a la reacción de adición: R-CH2-CH2-X → R-CH=CH2 + H-X
• Reacción Exorgónica: reacción química donde la variación de la energía libre de Gibbs
• Reacción Iónica: interacción eléctrica de especies iónicas dispersos en el disolvente: Ag⁺ + Cl^-- →  AgCl
• Reacción Limitante: reacción que se produce más lentamente limitando la velocidad de la reacción global.
• Reacción Orgánica: son las reacciones de los compuestos orgánicos
• Reacción Redox: reacción en la que existe una transferencia electrónica entre los reactivos.