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COMENTARIO 3 PARA QUIMICA GENERAL

COMENTARIO 3 PARA QUIMICA GENERAL

Haciendo mención a mi comentario sobre la falta de interes de los alumnos por desarrollar las practicas, debo decirles que con el fin de que exista gente interesada (que solo beneficia a ustedes mismos), el presente comentario servira para lanzar dos tareas:

- Primero: Comentar en este lugar sobre el tema del anterior comentario, incluyendole un plus, para que puede ser calificada. Este "plus" o "extra" consiste en incluir en el comentario una imagen o fotografia que les sirva para describir su comentario, si no incluye esta "yapa", su comentario no sera tomado en cuenta.

- Segundo: Realizaran la practica nº 5  de investigación y/o resolución en grupos de hasta 5 personas, la cual consistira en los siguiente: 

    Deben escoger entre estas dos posibilidades (solo una hay que hacer) y seguir las instrucciones que encontraran en los archivos que escojan, que deberan descargarse desde el portal de la asignatura en el link "PRACTICAS" en http://everyoneweb.com/paracorchosychalecos (entrar a esta pagina)

Nota importante: Cualquier consulta con su docente, la fecha de finalización del comentario es el dia del primer parcial. La fecha de entrega de la practica de invetigación es el 31 de mayo a la media noche, mediante un e-mail a cualquiera de los correos que aparecen en el blog: paracorchosychalecos@yahoo.es o geologiaplicada_quimicageneral@yahoo.es

SUERTE..........

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12 comentarios

dante rodriguez rojas-juan pablo churipuy salomon- aldo ribera chavez-daniel rivero banegas -

FUNCIONAMIENTO DE LAS LÁMPARAS FLUORESCENTES


Las lámparas fluorescentes funcionan de la siguiente forma:







Clic aquí para ver animación



Cuando activamos el interruptor de una lámpara de luz fluorescente que se encuentra conectada a la red doméstica de corriente alterna, los electrones comienzan a fluir por todo el circuito eléctrico, incluyendo el circuito en derivación donde se encuentra conectado el cebador (estárter).


El flujo de electrones de la corriente eléctrica al llegar al cebador produce un arco o chispa entre los dos electrodos situados en su interior, lo que provoca que el gas neón (Ne) contenido también dentro de la cápsula de cristal se encienda. El calor que produce el gas neón encendido hace que la plaquita bimetálica que forma parte de uno de los dos electrodos del cebador se curve y cierre un contacto eléctrico dispuesto entre ambos electrodos.


Cuando el contacto del cebador está cerrado se establece el flujo de corriente eléctrica necesario para que los filamentos se enciendan, a la vez que se apaga el gas neón.


Los filamentos de tungsteno encendidos provocan la emisión de electrones por caldeo o calentamiento y la ionización del gas argón (Ar) contenido dentro del tubo. Esto crea las condiciones previas para que, posteriormente, se establezca un puente de plasma conductor de la corriente eléctrica por el interior del tubo, entre un filamento y otro.


La plaquita bimetálica del cebador, al dejar de recibir el calor que le proporcionaba el gas neón encendido, se enfría y abre el contacto dispuesto entre los dos electrodos. De esa forma el flujo de corriente a través del circuito en derivación se interrumpe, provocando dos acciones simultáneas:

a. Los filamentos de la lámpara se apagan cuando deja de pasar la corriente eléctrica por el circuito en derivación.

b. El campo electromagnético que crea en el enrollado del balasto la corriente eléctrica que también fluye por el circuito donde éste se encuentra conectado, se interrumpe bruscamente. Esto provoca que en el propio enrollado se genere una fuerza contraelectromotriz, cuya energía se descarga dentro del tubo de la lámpara, en forma de arco eléctrico. Este arco salta desde un extremo a otro del tubo valiéndose de los filamentos, que una vez apagados se convierten en electrodos de la lámpara.


Bajo estas nuevas condiciones, la corriente de electrones, que en un inicio fluía a través del circuito en derivación de la lámpara donde se encuentra conectado el cebador, comienza hacerlo ahora atravesando interiormente el tubo de un extremo a otro, valiéndose de los dos electrodos.


La fuerte corriente que fluye por dentro del tubo provoca que los electrones comiencen a chocar con los átomos del gas argón, aumentando la cantidad de iones y de electrones libres. Como resultado se crea un puente de plasma, es decir, un gas compuesto por una gran cantidad de iones y de electrones libres, que permite que estos se muevan de un extremo a otro del tubo.


Esos electrones libres comienzan a chocar con una parte de los átomos de mercurio (Hg) contenidos también dentro del tubo, que han pasado del estado líquido al gaseoso debido a la energía que liberan dichos electrones dentro del tubo. Los choques de los electrones libres contra los átomos de mercurio excitan a sus electrones haciendo que liberen fotones de luz ultravioleta.


Los fotones de luz ultravioleta, invisibles para el ojo humano, impactan a continuación contra la capa de fósforo (P) que recubre la pared interior del tubo fluorescente. El impacto excita los electrones de los átomos fósforo (P), los que emiten, a su vez, fotones de luz visible, que hacen que el tubo se ilumine con una luz fluorescente blanca.


El impacto de los electrones que se mueven por el puente de plasma contra los dos electrodos situados dentro del tubo, hace que estos se mantengan calientes (a pesar de que los filamentos se encuentran ya apagados). Mantener caliente esos dos electrodos se hace necesario para que la emisión de electrones continúe y el puente de plasma no se extinga. De esa forma, tanto el ciclo de excitación de los átomos de vapor de mercurio como el de los átomos de fósforo dentro del tubo continúa, hasta tanto activemos de nuevo el interruptor que apaga la lámpara y deje de circular la corriente eléctrica por el circuito.





Esquema del circuito eléctrico de una lámpara fluorescente de 20 watt de potencia: 1. Entrada de la. corriente alterna. 2. Cebador. 3. Filamentos de tungsteno. 4.Tubo de descarga de luz fluorescente.
5. Balasto o inductancia. 6. Capacitor o filtro.
http://www.asifunciona.com/electrotecnia/af_fluorescentes/af_fluorescentes_4.htm

Rhaiza Rodriguez Sossa, Yenny Liseth Justiniano Onarry, Ladis Cristela Rios Herrera,Juan Carlos Alvares Segovia -

Reducci¨®n-oxidaci¨®n.- conocido como reacci¨®n redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies qu¨ªmicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada.
Oxidaci¨®n.-En cada oxidaci¨®n hay una p¨¦rdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aument¨® su n¨²mero de oxidaci¨®n.

2Cl¨C ¡ú 2 Clo + 2 e¨C
Reducci¨®n.-En toda reducci¨®n hay una ganancia total de electrones, lo que significa que un elemento disminuy¨® su n¨²mero de oxidaci¨®n.

Na+ + e¨C ¡ú Nao
Una reacci¨®n redox se puede considerar como la suma de dos semirreacciones:

2H+ (ac) + 2e- ¡ú H2 (g) Semirreacci¨®n de reducci¨®n
Zn(s) ¡ú Zn2+ (ac) + 2e- Semirreacci¨®n de oxidaci¨®n
Zn(s) + 2H+ (ac) ¡ú H2 (g) + Zn2+ (ac) Reacci¨®n redox.
yapita
ESTA ES LA PAGINA DEL DIBUO
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Pila_Cu_Ag.PNG#filehistory.

FRANZ LUIS DIEGO VACA FERRUFINO -

Reacción De Oxido-Reducción.

Un reacción de Oxido Reducción es una reacción en la que se transfieren electrones desde una molécula dadora a una aceptora.

Una reacción redox es aquella en la que uno de los compuestos se reduce y el otro se ox ida, de ahí su nombre.

El reactivo que se oxida está perdiendo electrones que luego cogerá el que se reduce. Y el que se reduce está ganado los electrones que el otro ha soltado. Antiguamente lo que se creía era que el que se oxidaba ganaba oxígeno, en realidad esto era bastante cierto, solo que era incompleto, pues el perder electrones el que se oxida se une con el oxígeno para tener los electrones necesarios.
Ecuación química

Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto, comemos la cena, o paseamos al perro. Una reacción química es el proceso por el cual las substancias se enlazan (o rompen el enlace) y, al hacerlo sueltan o consumen energía.

Ejemplo de oxidación y reducción existente en el agua
Como ejemplo, tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, soltando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos la substancias que reaccionan (los reactantes) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las substancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría adivinar que la ecuación para esta reacción se escribe:
H + O H2O
El signo de suma de lado izquierdo de la ecuación significa que el hidrógeno y el oxígeno están reaccionando. Desafortunadamente, hay dos problemas con esta ecuación química. Primero, ya que los átomos prefieren tener envolturas de valencia llenas, átomos H u O sólos son raros. En la naturaleza, ambos el hidrógeno y el oxígeno se encuentran como moléculas diatómicas, H2 y O2, respectivamente (al formar moléculas diatómicas los átomos comparten electrones y completan sus envolturas de valencia). Por consiguiente, el gas de hidrógeno consiste de moléculas H2 el gas de oxígeno consiste de O2. Al corregir nuestra ecuación tenemos:
H2 + O2 H2O
Pero todavía tenemos un problema. Tal como está escrita, esta ecuación nos dice que una molécula de hidrógeno (con 2 átomos H) reacciona con una molécula de oxígeno (2 átomos O) para formar una molécula de agua (con 2 átomos H y 1 átomo O). ¡En otras palabras, parece que hemos perdido 1 átomo O en el camino! Para escribir una ecuación química correctamente, el número de átomos del lado izquierdo de la ecuación química tiene que estar precisamente balanceada con los átomos de la derecha de la ecuación. ¿Cómo puede ocurrir esto? En realidad, el átomo O que 'perdimos' reacciona con la segunda molécula de hidrógeno para formar una segunda molécula de agua. Durante la reacción los enlaces H-H y O-O se rompen y los enlaces H-O se forman en las moléculas de agua, tal como se puede ver en la simulación siguiente:
Por consiguiente, la ecuación balanceada se escribe así:
2H2 + O2 2H2O


Como podrán observar en la ecuación química del agua, existe un reductor y un oxidante ver. grafico:

2H0 -2E 2H+1
EL HIDROGENO SE OXIDA
O0 4E 20-2
AL AGUA SE REDUCE

ESTA ES LA PAGINA DE LO DE ARRIBA:
http://www.visionlearning.com/library/modulo_espanol.php?mid=56&l=s&c3=


ESTA ES LA PAGINA DEL DIBUJO
www.panoramio.com/photos/original/3324670.jpg
LA YAPA
ALGO DE HISTORIA
El nacimiento de la química moderna
Lavoisier demostró con una serie de experimentos brillantes que el aire contiene un 20% de oxígeno y que la combustión es debida a la combinación de una sustancia combustible con oxígeno. Al quemar carbono se produce aire fijo (dióxido de carbono). Por tanto, el flogisto no existe. La teoría del flogisto fue sustituida rápidamente por la visión de que el oxígeno del aire combina con los elementos componentes de la sustancia combustible formando los óxidos de dichos elementos. Lavoisier utilizó la balanza de laboratorio para darle apoyo cuantitativo a su trabajo. Definió los elementos como sustancias que no pueden ser descompuestas por medios químicos, preparando el camino para la aceptación de la ley de conservación de la masa. Sustituyó el sistema antiguo de nombres químicos (basado en el uso alquímico) por la nomenclatura química racional utilizada hoy, y ayudó a fundar el primer periódico químico. Después de morir en la guillotina en 1794, sus colegas continuaron su trabajo estableciendo la química moderna. Un poco más tarde, el químico sueco Jöns Jakob, barón de Berzelius propuso representar los símbolos de los átomos de los elementos por la letra o par de letras iniciales de sus nombres.
http://www.geocities.com/fisicaquimica99/quimica02.htm




Univ. Franz Luis Diego Vaca Ferrufino


mauricio gomez ojopi , manuel ardaya ardaya -

Ovale
La oxidaci¨®n y reducci¨®n se refieren a procesos donde hay transferencia de electrones entre los ¨¢tomos de los elementos que reaccionan; la sustancia que pierde electrones (por ejemplo un metal) se dice que se oxida y la que los gana (por ejemplo el ox¨ªgeno) es la que se reduce. Siempre que se realiza una oxidaci¨®n se produce una reducci¨®n, y viceversa, ya que se requiere que una sustancia qu¨ªmica pierda electrones y otro los gane. Se dice que la oxidaci¨®n y la reducci¨®n son fen¨®menos concomitantes porque no es posible que uno se realice sin el otro.
Un ejemplo en el que ocurre este fen¨®meno es en la fotos¨ªntesis, proceso en el cual los organismos con clorofila, como las plantas verdes, las algas y algunas bacterias, capturan energ¨ªa en forma de luz y la transforman en energ¨ªa qu¨ªmica.
Una ecuaci¨®n generalizada y no equilibrada de la fotos¨ªntesis en presencia de luz ser¨ªa:
CO2 + 2H2A ¡ú (CH2) + H2O + H2A

El elemento H2A de la f¨®rmula representa un compuesto oxidable, es decir, un compuesto del cual se pueden extraer electrones; CO2 es el di¨®xido de carbono; CH2 una generalizaci¨®n de los hidratos de carbono que incorpora el organismo vivo. En la gran mayor¨ªa de los organismos fotosint¨¦ticos, es decir, en las algas y las plantas verdes, H2A es agua (H2O); pero en algunas bacterias fotosint¨¦ticas, H2A es anh¨ªdrido sulf¨²rico (H2S).

teoria atomica (ver la pag)

En este link podemos ver la estructura del átomo Según Rutherford: http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0226-01/atomoru.jpg

Yamil Montes de Oca Tordoya -

El tratamiento de los equilibrios de oxidación-reducción se realiza mediante la utilización de los potenciales de semireacción de cada par redox implicado. Por ejemplo:

2 Fe2+ + Tl3+ 2 Fe3+ + Tl+
en esta reacción intervienen dos pares redox:


Fe3+ + e- Fe2+

y

Tl3+ + 2 e- Tl+

La tendencia de cada par redox a proceder hacia la reducción se cuantifica mediante el potencial de reducción. En el caso anterior:
[Fe3+]
(1) EFe3+/Fe2+ = EoFe3+/Fe2+ + 0,059 log ----------
[Fe2+]
y
0,059 [Tl3+]
(2) ETl3+/Tl+ = EoTl3+/Tl+ + -------- log ----------
2 [Tl+]


En el equilibrio ambos potenciales se igualan y por lo tanto, el potencial de la disolución podrá determinarse aplicando cualquiera de las ecuaciones anteriores.

Los potenciales estándar están relacionados con la constante de equilibrio de la reacción. En el caso anterior:
2 ( EoTl3+/Tl+ - EoFe3+/Fe2+ )
(3) log K = -----------------------------------------
0,059


Por comodidad es más común utilizar los potenciales en lugar de las constantes.
Clásicamente, oxidación es la combinación de una sustancia con oxigeno, y la reducción el proceso inverso, es decir, la disminución del contenido de oxigeno de una sustancia. Sin embargo tras el estudio de distintas reacciones se acaba definiendo oxidación como la perdida de electrones y reducción como la ganancia de electrones.

No puede haber procesos de oxidación o reducción aislados, porque si una especie química pierde electrones, otra debe ganarlos. Así todo proceso de oxidación va unido a otro de reducción; hay una transferencia de electrones de la sustancia que se oxida hasta la que se reduce.

Si n es la valencia del metal la oxidación viene caracterizada por la reacción siguiente: M M + ne .
La utilización de energía química en organismos vivos implica reacciones de oxidación-reducción (también llamadas redox). Químicamente, una oxidación se define como la pérdida de un electrón o electrones de una sustancia. Una reducción, a su vez, se define como la ganancia de un electrón o electrones. En bioquímica las oxidaciones y reducciones implican frecuentemente la transferencia de no sólo electrones, sino átomos completos de hidrógeno. Un átomo de hidrógeno (H) consiste de un protón y un electrón. Cuando el electrón es eliminado, el átomo de hidrógeno se convierte en protón (o hidrogenión). En ocasiones necesitaremos distinguir reacciones de oxidación-reducción que involucran solo electrones o solo átomos de hidrógeno.

Donadores y aceptores de electrones. Las reacciones de oxidación-reducción implican electrones originados a partir de un donador y aceptados por un aceptor. Por ejemplo, el hidrógeno gas, puede liberar electrones e hidrogeniones (protones) y oxidarse:

H2 --> 2 e- + 2 H+

Sin embargo los electrones no pueden existir como tales en solución; deben de formar parte de átomos y moléculas. La ecuación anterior nos da información pero no representa una reacción real. Es solamente la mitad de una reacción, término que implica la necesidad de una segunda reacción. Esto es porque para cualquier oxidación que ocurra, debe ocurrir también una reducción. Así por ejemplo, la oxidación del H2 puede acoplarse a la reducción de sustancias muy diferentes, incluyendo el O2 en una segunda reacción:

1/2 O2 + 2 e- + 2 H+ --> H2O

Esta reacción, que es una reducción, cuando se acopla a la oxidación del H2 da lugar a la siguiente reacción total:

H2 + 1/2 O2 --> H2O
Pares de oxidación-reducción y reacciones completas de O-R. La mayoría de las moléculas pueden ser o bien donadoras de electrones o bien aceptoras, dependiendo de qué sustancias reaccionen con ellas. El mismo átomo en cada lado de la flecha en la semirreacción puede representar una pareja de oxidación-reducción (O-R), tal que 2 H+/H2 ó 1/2 O2/H2O. Cuando se escribe una de estas parejas, la forma oxidada va siempre a la izquierda.

Para formar reacciones completas de oxidación-reducción, a partir de las semirreacciones constitutivas, lo más simple es recordar que la sustancia reducida de una pareja de oxidación-reducción (OR) cuyo potencial de reducción es más negativo, dona electrones a la forma oxidada cuyo potencial es más positivo. Así, en la pareja 2 H+/H2, que tiene una potencial de -0.42 V, el H2 tiene una gran tendencia a donar electrones. Por el contrario, en la pareja 1/2 O2/H2O, que tiene un potencial de +0.82 V, el H2O tiene solo una ligera tendencia a donar electrones. En consecuencia, en una reacción de H2 con O2, el H2 sirve como donador de electrones y se oxida, mientras que el O2 es el aceptor y se reduce. Aunque por acuerdo ambas semirreacciones se representan como reducciones, en una reacción OR, una de las semirreacciones debe ser representada como una oxidación y por tanto proceder en sentido inverso. Por tanto, hay que hacer notar que en la reacción mostrada en la imagen superior, la oxidación del H2 hasta 2 H+ + 2 e- está al revés de la semirreacción formal, representada como reducción.

Guirlenz Fátima Montalván Duarte, Christian Melgar Mendoza, Priscila Flores Muñoz -

Teoría Atómica-Molecular

Las moléculas, átomos o iones que constituyen la materia por un lado se unen entre sí por las llamadas fuerzas intermoleculares y, por otro lado, tienden a separarse por la temperatura. La intensidad de las fuerzas intermoleculares es la que determina el estado de agregación de las sustancias.

Cuando las fuerzas intermoleculares son muy intensas, las moléculas están muy unidas entre sí, apenas pueden moverse, sólo vibrar, y, entonces, la forma y el volumen de la sustancia no pueden cambiar: nos encontramos ante un sólido.

Si las fuerzas intermoleculares son algo más débiles, las moléculas aunque juntas, pueden moverse deslizándose una sobre otra, igual que canicas que estuvieran en una caja. El volumen de la sustancia no puede cambiar, ya que las moléculas se tocan unas a otras, pero sí cambia su forma: se trata de un líquido.

Cuando las fuerzas intermoleculares son muy débiles, las moléculas ya no se encuentran unidas sino separadas unas de otras, moviéndose libremente. La forma de la sustancia cambiará fácilmente, pero además, como las moléculas pueden separarse o juntarse libremente, también cambiará su volumen: se trata de un gas.

En este link podemos ver la estructura del átomo Según Rutherford: http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0226-01/atomoru.jpg


Isótopos

Una especie atómica viene definida por dos números enteros:

Número atómico, Z:
Nos indica el número de protones que hay en el núcleo. Define el elemento químico al que pertenece el átomo; es decir, independientemente del
número de neutrones que posean, todos los átomos que tienen un protón son átomos de hidrógeno, todos los que tienen ocho protones son átomos de oxígeno, etc.
Número másico, A:
Nos da el número de protones más neutrones que hay en el núcelo, o sea, el número de nucleones.
Al ser la unidad de masa atómica (u) muy próxima al valor de la masa del protón, el número másico es el número entero más próximo a la masa (expresada en "u") del átomo en cuestión; es decir, todos los átomos con A=2 tienen una masa atómica de aproximadamente, 2 unidades de masa atómica; los que tienen A=235, tienen una masa de unas 235 unidades de masa atómica.

Ejemplo de Isotopo: http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0226-01/isotoposh.jpg

Simbólicamente cada núcleo de un determinado elemento se representa por: http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0226-01/simboloisotopo.jpg



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Maria Magdalena Hurtado CHaurara -

La reacción redox o reducción oxidación, son las reacciones o transformaciones retransferencias de electrones, las cuales se producen por un conjunto de procesos químicos uno oxidante y uno reductor, es decir una forma reducida y una forma oxidante.
Para llevarse a cabo la reacción redox en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que reciba o acepte estos electrones.
El reductor es aquella especie que cede los electrones, quedando con una carga positiva mayor a la que tenia.
El oxidante es aquella especie que capta o recibe los electrones, quedando con una carga positiva menor a la que tenía.


http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Pila_Cu_Ag.PNG
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.



Trozo de metal oxidado (corroido)
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Rust-flake-macro.jpg
http://www.heurema.com/QG16.htm.

juan pablo churipuy salomon -

Reducción-oxidación
Reducción (ganancia de electrones) de la molécula de FAD.
Reducción (ganancia de electrones) de la molécula de FAD.
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox.

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte:

* El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía.
* El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía.

Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.
http://es.wikipedia.org/wiki/Imagen:Pila_Cu_Ag.PNG

ara aclarar mejor los conceptos expuestos vamos a ver un ejemplo: una heredera de la primera pila de Volta: la pila de Daniell. En esta pila se usan cinc y cobre en contacto con sendas disoluciones de sus propios iones. El zinc tiende a disolverse produciendo cationes zinc (Zn2+) y los cationes cobre (Cu2+) tienden a depositarse produciendo cobre metálico. En la figura se muestra este sistema a nivel de laboratorio.

El primer material, que los químicos llaman ánodo, estará en forma neutra, es decir, con las cargas eléctricas de sus átomos compensadas (igual número de protones que de neutrones, vamos) y cuando sufra la oxidación sus átomos perderán un electrón cada uno de ellos (a veces, dependiendo del material pueden perder dos o más a la vez, como en el caso del cinc (Zn). Los átomos que vayan perdiendo los electrones (a los que llamaremos en adelante cationes) se quedarán descompensados, con carga positiva, por lo que se repelerán con el resto de los átomos que hayan sufrido la misma reacción. Como resultado de ello el material se irá disolviendo. En el otro material, por ejemplo el cobre (Cu), al que se le llama cátodo, la reacción que se produce es la inversa: los cationes recogen los electrones producidos en el ánodo, y se neutralizan (igualan su carga eléctrica) pasando a átomos neutros y depositándose en el cátodo. Para que el proceso se pueda llevar a cabo es necesario que los dos electrodos (ánodo y cátodo) estén sumergidos en un electrolito, que no es otra cosa que un líquido en el que se disuelve una sal que facilita el movimiento de los cationes a su través. Sin embargo, hay que tener cuidado de que los cationes de ambos electrodos no se mezclen ni que los electrodos se toquen entre sí, por lo que se utiliza una separación entre ambos. En un sistema de laboratorio, se utilizan dos recipientes, uno para cada electrodo y las disoluciones se unen con un “puente salino” que es un tubo hueco con forma de U invertida que permite el paso del electrolito (incluidos los iones de la sal) pero no de los cationes de los electrodos al estar los extremos taponados con algodón, generalmente un papel especial que permite el paso de los iones de la sal pero no los cationes que intervienen en las reacciones de oxidación y reducción. Para completar el circuito, los electrodos deben estar unidos exteriormente mediante un cable eléctrico que permita a los electrones que se forman en el ánodo llegar hasta el cátodo. Con lo cual tenemos a los electrones en movimiento, lo que como decíamos al principio, es la electricidad.
http://www.cienciateca.com/MatrixPilas.html

Mauricio Flores Pinto -

Reducción-oxidación

.
Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).



Reducción (ganancia de electrones) de la molécula de FAD [El grupo de la flavina interviene en muchas reacciones metabólicas de óxido-reducción por transferencia de hidrógeno (deshidrogenación). Se encuentra a menudo unido al adenosin difosfato(ADP) en cuyo caso se conoce como flavín-adenín-dinucleótido(FAD).]
La pila Cu-Ag, un ejemplo de reacción redox
Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte:
• El reductor es aquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía.
• El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía.
Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

Principio de Electroneutralidad
Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares a las cuales se les llama semirreacciones o reacciones parciales.
2Na + + 2Cl– → 2 Nao + Cl2o
o más comúnmente,
2 NaCl → 2 Nao + Cl2o
La tendencia a reducir u oxidar a otras especies se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox.
Una titulación redox, es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.
Oxidación
En cada oxidación hay una pérdida de electrones, lo que equivale a decir que un elemento aumentó su número de oxidación.
2Cl– → 2 Clo + 2 e–
oxidación

4-;3-;2-;1-;0;1+;2+;3+;4+
Reducción
En toda reducción hay una ganancia total de electrones, lo que significa que un elemento disminuyó su número de oxidación.
Na+ + e– → Nao
reducción

4-;3-;2-;1-;0;1+;2+;3+;4+

Números de oxidación
La cuantificación de una especie puede efectuarse mediante el Nro. de oxidación de la especie. Durante el proceso de oxidación el número de oxidación de la especie que se oxida, aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce, disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación:
• Aumenta si el átomo pierde electrones (la especie que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.
• Disminuye cuando el átomo gana electrones (la especie que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
• Es nulo si el elemento es neutro o está sin combinar.

katherine uribe saavedra, jhormery barboza diez, maikol mercado ligeron -

Aspectos básicos de oxidación - reducción I V

El Potencial de oxidación reducción estandar ( E0 ).

Hemos idealizado los acontecimientos con el objeto obtener una aproximación " intuitiva " a la noción de potencial de oxidación - reducción.

Vamos a ver que es y como se realiza la cuantificación del potencial de oxidación - reducción estandar de una sustancia a la que llamamos "problema", que presenta dos formas moleculares ( oxidada y reducida ) :

Se dispone un sistema con dos cubetas. En una de ellas ( izquierda en el dibujo ) vamos a poner un par de oxidación-reducción que es el par hidrógeno - protón. A este par le llamamos par de referencia; es decir, que la afinidad por los electrones de otros pares se va referir al de hidrógeno - protón.

El hidrógeno es un gas y por lo tanto hay que hacerlo burbujear en la cubeta desde una botella de hidrógeno, hasta que se consigue una presión parcial de hidrógeno de 1 atmósfera ( concentración estandar de los gases ).

Ajustando el tampón de esta cubeta a pH = 0 estamos fijando la concentración de protones exactamente a 1 M ( concentración estandar del protón para los químicos ). Con ello ya tenemos lista la cubeta de referencia, formada por el par hidrógeno - protón en condiciones estandar desde un punto de vista químico ( concentraciones de 1 atmósfera y 1 M respectivamente ).



Ahora hay que preparar la otra cubeta ( derecha en el dibujo ), donde vamos a disponer el par de oxidación - reducción cuya afinidad por los electrones queremos cuantificar; es decir, el par de oxidación - reducción formado por la sustancia A ( miembro oxidante del par ) y la sustancia A- ( miembro reducido del par ). Para ello ponemos ambos miembros del par a una concentración de 1 M ( concentración estandar para solutos no gaseosos solubles en agua ).

Además hay que ajustar el tampón de la cubeta "problema" a un pH = 0; es decir, al mismo valor que la cubeta de referencia. Esto es una condición necesaria para hablar de potencial de oxidación - reducción estandar E0.

Una vez preparadas las cubetas disponemos un puente de agar / KCl entre las mismas ( amarillo en el dibujo ) con el objeto de mantener el equilibrio eléctrico.

A ello hay que añadir un voltímetro conectado a ambas cubetas mediante sendos electrodos. Esto va a permitir el flujo de electrones en una u otra dirección, siendo medido dicho flujo mediante el voltímetro, que nos dará la medición del potencial de oxidación - reducción estandar E0, que se expresa en voltios o en milivoltios.

Si se diese el caso representado en el siguiente dibujo, donde los electrones van de la cubeta de referencia ( izquierda ) a la cubeta problema ( derecha ), entonces diremos que el par problema tiene un potencial de oxidación - reducción mayor que el par de referencia. Como al par de referencia convenimos en asignarle el valor de 0 V, cualquier otro par que acepte electrones del par de referencia decimos que tiene potencial redox o de oxidación - reducción standar E0 mayor de 0 ( E0 es positivo ).

En este ejemplo vemos como el compuesto A tiene una gran afinidad por los electrones para reducirse o transformarse en la forma reducida ( A- ), mientras que el protón ( H+ ) tiene menos afinidad para convertirse en Hidrógeno ( H2 ). Ello hace que el compuesto A " tire " de los electrones, y trae como consecuencia un flujo de electrones desde la otra cubeta, donde se encuentra el Hidrógeno ( H2 ) y su forma oxidada : el protón ( H+ ).

En resumen, podemos establecer como serán las transformaciones globales en cada cubeta :



En la izquierda se resume el proceso : el Hidrógeno ( H2 ) se oxida a dos protones ( H+ ) liberando dos electrones; los electrones pasan de una cubeta a otra a través del hilo conductor y en la otra cubeta son aceptados por la forma oxidada de A ( A ) que se reduce a la forma reducida de ( A- ). En la derecha el mismo proceso se representa más esquematizado.

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Oxidación y reducción
Introducción: conceptos básicos
Un gran número de reacciones químicas transcurre con la pérdida formal de electrones de un átomo y la ganancia de ellos por otro. La ganancia de electrones recibe el nombre de reducción y la pérdida de electrones oxidación. El proceso global se denomina oxido-reducción o reacción redox. La especie que suministra electrones es el agente reductor (especie que se oxida) y la que los gana es el agente oxidante (especie que se reduce). Estos hechos muestran que las reacciones redox se asemejan a las ácido-base según la definición de Brönsted, pero en lugar de transferirse protones desde un ácido a una base, en el caso de la oxido-reducción se transfieren electrones desde el agente reductor al oxidante.

Una reacción redox se puede considerar como la suma de dos semirreacciones:

2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) Semirreacción de reducción
Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e- Semirreacción de oxidación
Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac) Reacción redox

Esta separación es conceptual y no corresponde a una separación real de los dos procesos. Las especies oxidadas y reducidas de una semirreacción forman un par redox. El par se escribe colocando en primer lugar la especie oxidada y, a continuación, la especie reducida: H+/H2 y Zn2+/Zn.

Potenciales normales de reducción
Cada semirreacción contribuye con cierto valor de ΔG° a la energía libre total, siendo ésta la suma de las energías libres normales de las dos semirreacciones. La reacción global será favorable en el sentido en el que ΔG°total < 0.

Como las semirreacciones se deben producir por parejas, se puede tomar una semirreacción como referencia y darle el valor de DG° = 0, en condiciones estándar. La semirreacción que se elige es la siguiente:

2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) ΔGº = 0

Con este convenio resulta que el valor de DG° correspondiente a la reducción del Zn2+/Zn debe tener el mismo valor que el de la reacción del Zn2+ con hidrógeno:

H2 (g) + Zn2+ (ac) → Zn(s) + 2H+ (ac) ΔGº = 147 kJ

Zn2+ (ac) + 2e- → Zn(s) ΔGº = 147 kJ


Figura 1. Pila galvánica.

Las energías libres normales se pueden obtener empleando una pila galvánica (Figura 1), en la que la reacción que impulsa la corriente de electrones por el circuito es la de interés. Así, midiendo la diferencia de potencial entre los electrodos se puede acceder al valor de la energía libre usando la siguiente expresión:

ΔG° = - nFE°

Las medidas se deben realizar en condiciones estándar, que son 1 atm de presión, 25 °C y una concentración 1 M. Como DG° es cero para el par H+/H2, su potencial estándar E° = 0. De esta manera, es posible medir el potencial de cualquier otro par redox, como por ejemplo el del par Zn2+/Zn. El potencial normal de una pila para la reacción global de una pila formada por un electrodo de H2 y el de Zn(s) será:

2H+ (ac) + 2e- → H2 (g) Eº = 0 V
Zn(s) → Zn2+ (ac) + 2e- Eº = 0.761 V
Zn(s) + 2H+ (ac) → H2 (g) + Zn2+ (ac) Eºpila = 0.761 V

Y, por lo tanto, E°(Zn2+/Zn) = -0.761 V y DG°(Zn2+/Zn) = +147 kJ.

Si se analiza de nuevo la reacción entre H+ y el Zn se observa que el potencial de la pila es E° > 0, lo que implica que DG°pila < 0, por lo tanto, el Zn tenderá a reducir a los H+ para dar lugar a H2(g), en condiciones normales.

La Serie Electroquímica
Un potencial normal negativo, E° < 0, denota que la especie reducida del par es capaz de reducir a los iones H+ en disolución acuosa en condiciones estándar, y producir H2. Los valores de E° a 25 °C aparecen en las Tablas de Potenciales redox. La secuencia de dicha lista sigue el orden de la serie electroquímica. En aquellos pares redox con E° muy positivo, la especie oxidada se comporta como un oxidante muy fuerte. En aquellos pares con E° muy negativo, la especie reducida actúa como un reductor muy fuerte.

Una información muy importante que se extrae de la serie electroquímica se encuentra en el hecho de que la especie reducida de un par puede reducir a la forma oxidada de cualquier par que se encuentre por encima de él en la serie. Esta posibilidad es siempre termodinámica, y no asegura que la reacción se de en una extensión aceptable pues puede ser lenta desde el punto de vista cinético.

Albert Aranda Aranda; Nestor Yave Vaca; Luis Peralta Ovale -

La oxidaci¨®n y reducci¨®n se refieren a procesos donde hay transferencia de electrones entre los ¨¢tomos de los elementos que reaccionan; la sustancia que pierde electrones (por ejemplo un metal) se dice que se oxida y la que los gana (por ejemplo el ox¨ªgeno) es la que se reduce. Siempre que se realiza una oxidaci¨®n se produce una reducci¨®n, y viceversa, ya que se requiere que una sustancia qu¨ªmica pierda electrones y otro los gane. Se dice que la oxidaci¨®n y la reducci¨®n son fen¨®menos concomitantes porque no es posible que uno se realice sin el otro.
Un ejemplo en el que ocurre este fen¨®meno es en la fotos¨ªntesis, proceso en el cual los organismos con clorofila, como las plantas verdes, las algas y algunas bacterias, capturan energ¨ªa en forma de luz y la transforman en energ¨ªa qu¨ªmica.
Una ecuaci¨®n generalizada y no equilibrada de la fotos¨ªntesis en presencia de luz ser¨ªa:
CO2 + 2H2A ¡ú (CH2) + H2O + H2A

El elemento H2A de la f¨®rmula representa un compuesto oxidable, es decir, un compuesto del cual se pueden extraer electrones; CO2 es el di¨®xido de carbono; CH2 una generalizaci¨®n de los hidratos de carbono que incorpora el organismo vivo. En la gran mayor¨ªa de los organismos fotosint¨¦ticos, es decir, en las algas y las plantas verdes, H2A es agua (H2O); pero en algunas bacterias fotosint¨¦ticas, H2A es anh¨ªdrido sulf¨²rico (H2S).
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