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Equilibrio químicoEn un proceso químico, el equilibrio químico es el estado en el que las actividades químicas o las concentraciones de los reactivos y los productos no tienen ningún cambio neto en el tiempo. Normalmente, este sería el estado que se produce cuando el proceso químico evoluciona hacia adelante en la misma proporción que su reacción inversa. La velocidad de reacción de las reacciones directa e inversa por lo general no son cero, pero, si ambas son iguales, no hay cambios netos en cualquiera de las concentraciones de los reactivos o productos. Este proceso se denomina equilibrio dinámico
En una reacción química, cuando los reactivos se mezclan en un recipiente de reacción (y con calentamiento, si es necesario), la totalidad de los reactivos no se convierten en los productos. Después de un tiempo (que puede ser inferior a millonésimas de un segundo o mayor que la edad del universo), las reacciones opuestas, pueden alcanzar iguales velocidades de reacción, creando un equilibrio dinámico en el que la relación entre los reactivos y productos será fija. Esto se llama equilibrio químico.El concepto de equilibrio químico fue desarrollado después de que Berthollet (1803) encontrase que algunas reacciones químicas son reversibles. Para que una reacción, tal como
pueda estar en equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa tienen que ser iguales. En esta ecuación química, con flechas apuntando en ambas direcciones para indicar el equilibrio, A y B son las especies químicas que reaccionan S y T son las especies productos, y α, β, σ y τ son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y los productos. La posición de equilibrio de la reacción se dice que está muy desplazada a la derecha, si, en el equilibrio, casi todos los reactivos se ha utilizado y a la izquierda si solamente se forma algo de producto a partir de los reactivos.Guldberg and Waage (1865), basándose en las ideas de Berthollet, propusieron la ley de acción de masas:
donde A, B, S y T son masas activas y k+ and k− son las constantes de velocidad. Cuando las velocidades de la reacción directa e inversa son iguales: y la relación entre las constantes de velocidad es también una constante, conocida ahora como constante de equilibrio.
Por convenio, los productos constituyen el numerador. Sin embargo, la ley de acción de masas es válida sólo para reacciones que transcurren en una etapa que proceden a través de un estado de transición único y no es válido, en general, porque las ecuaciones de velocidad siguen, por lo general, la estequiometría de la reacción como Guldberg y Waage propusieron (véase, por ejemplo, la sustitución nucleofílica alifática por SN1 o la reacción del hidrógeno y del bromo para formar bromuro de hidrogeno). La igualdad de las velocidades de la reacción directa y de la inversa, es una condición necesaria para el equilibrio químico, aunque no es suficiente para explicar por qué se produce el equilibrio.
Aunque las concentraciones de equilibrio macroscópico son constantes en el tiempo las reacciones se producen en el nivel molecular. Por ejemplo, en el caso de ácido acético disuelto en el agua y la formación de acetato e iones hidronio,un protón puede saltar de una molécula de ácido acético a una molécula de agua y luego a un ion acetato para formar otra molécula de ácido acético y dejando el número de moléculas de ácido acético sin cambios. Este es un ejemplo de equilibrio dinámico. Los equilibrios, como el resto de la termodinámica, son fenómenos estadísticos, los promedios del comportamiento microscópico.
El Principio de Le Chatelier (1884) es un útil principio que da una idea cualitativa de la respuesta de un sistema de equilibrio ante cambios en las condiciones de reacción. Si un equilibrio dinámico es perturbado por cambiar las condiciones, la posición de equilibrio se traslada para contrarrestar el cambio. Por ejemplo, al añadir más S desde el exterior, se producirá un exceso de productos, y el sistema tratará de contrarrestar este cambio aumentando la reacción inversa y empujando el punto de equilibrio hacia atrás (aunque la constante de equilibrio continuará siendo la misma).
Si se agrega un ácido mineral a la mezcla de ácido acético, el aumento de la concentración del ion hidronio, la disociación debe disminuir a medida que la reacción se desplaza hacia a la izquierda, de conformidad con este principio. Esto también se puede deducir de la expresión de la constante de equilibrio para la reacción:
si {H3O+} aumenta {CH3CO2H} debe aumentar y {CH3CO2−} debe disminuir.El H2O se queda fuera ya que es un líquido puro y su concentración no está definida.Una versión cuantitativa viene dada por el cociente de reacción.
Los Ácidostienen un sabor ácido, corre en el metal, cambian el litmus tornasol (una tinta extraída de los líquenes) a rojo, y se vuelven menos ácidos cuando se mezclan con las bases. Las Bases son resbaladizas, cambian el litmus a azul, y se vuelven menos básicas cuando se mezclan con ácidos. Aunque Boyle y otros trataron de explicar por qué los ácidos y las bases se comportan de tal manera, la primera definición razonable de los ácidos y las bases no sería propuesta hasta 200 años después
SvanteArrhenius químico sueco quien durante el período de 1883-1887 desarrollo su teoría de la disociación electrolítica propuso que en soluciones acuosas los electrólitos fuertes existen principalmente como partículas cargadas llamadas iones. Estos iones se mueven con relativa libertad en solución y durante la electrólisis. Las conclusiones de Arrhenius se basaron principalmente en sus experimentos sobre el punto de congelación de las soluciones.Arrhenius entonces definió a los ácidos como sustancias del tipo HX que en solución se disocian produciendo H+ y X-, definiendo a las bases MOH, como sustancias que en solución producen M+ y OH-, y a la neutralización como el resultado de la combinación de esos iones.
Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH-.Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre sí y ambas, con el grado de disociación que presenta dicha base en disolución acuosa.Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas reciben el nombre de lejías.
Limitaciones de las definiciones de ArrheniusLas definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ion H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ion H+ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ion hidronio H3O+ según la reacción:H2O + H+H3O+Por ello, cuando se escribe H+(aq),se ha de sobrentender que el ion H+ está hidratado como H3O+. La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H+esta rodeada por cuatro moléculas de agua, es asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta, por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el sistema.
En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH- a la disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH3) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH-. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos.
En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular.
Johannes N.Bronsted (1879-1947), químico danés, y Thomas M. Lowry (1874-1936), químico inglés propusieron en forma independiente definiciones más generales para los ácidos y las bases. El concepto de Bronsted-Lowry define un ácido como una sustancia que puede dar o donar un ión de hidrógeno o protón a otra sustancia, y una base como cualquier sustancia que es capaz de recibir o de aceptar un ion hidrógeno o protón de otra sustancia. En términos sencillos, un ácido es un donador de protones y una base es un receptor de protones. Cualquier sustancia que es un ácido o base de Arrhenius también es un ácido o base de Bronsted-Lowry. Sin embargo, las definiciones de Bronsted - Lowryson válidas sin importar el disolvente que se utilice para preparar la solución de un ácido o una base.
De acuerdo con el concepto Bronsted - Lowry, tanto los iones como las moléculas sin carga pueden ser ácidos o bases. En las siguientes ecuaciones, las moléculas de HCL y HNO3, se comportan como ácidos de Bronsted-Lowry donando los protones a una molécula de agua, que actúa como una base cuando acepta un protón. HCL ( g ) + H2O ( l ) ----------> H3O (ac) + Cl -(ac) HNO3( l ) + H2O ( l ) ----------> H3O+(ac) + NO3 - (ac) El agua no siempre actúa como una base: NH3 ( g ) + H2O ( l ) <======> NH4+ (ac) + OH - (ac) En este caso el agua se está comportando como un ácido de Bronsted-Lowry puesto que dona un protón a una molécula de amoniaco ( NH3 ) en una reacción que se desplaza de izquierda a derecha.
Si consideramos la reacción inversa ( una reacción que se desplaza de derecha a izquierda ) entonces el ion amonio actúa como un ácido y el ión hidróxido como una base. Una fecha doble( ==== ) indica que no todos los reactivos reaccionarán para dar productos. En la ecuación superior, la flecha es más corta que la flecha inferior debido a que son más moléculas de reactivos que las moléculas de producto cuando la reacción está en equilibrio. Si la flecha superior fuera más larga que la flecha inferior, esto significaría que hay más moléculas de producto que moléculas de reactivo cuando la reacción se encuentra en equilibrio.
Algunas sustancias, por ejemplo el agua, son capaces de comportarse como un ácido o una base de Brosted-Lowry. Estas sustancias se llaman sustancias anfotéricas (amphique significa de "ambos tipos"). Una sustancia anfotérica es una sustancia que puede actuar como ácido o como una base, según sea la naturaleza de la solución. El agua se comporta como una base ( receptor de protones) con el cloruro de hidrógeno y como un ácido con el amoniaco. Ciertos iones como el sulfato de azufre ( HSO4 - ) y el carbonato ácido ( HCO3 - ), son sustancias anfotéricas puesto que pueden donar y acep- tar un protón.
En cualquier reacción ácido-base o de transferencia de protones, tanto el ácido como la base se encuentran en el lado de los reactivos y de los productos en la ecuación, por ejemplo: H3C2O2H (ac) + H2O ( l ) ----------> H3O+(ac) + H3C2O2-(ac) Se dará nombres especiales al ácido (ácido 2) y la base (base 2) que se encuentran en el lado de los productos en el lado de l. El ácido 2 se llama ácido conjugado. Un ácido conjugado es la sustancia que se forma cuando se adiciona un protón (H+) a una base. La base y el ácido conjugado de esta reacción son H2O y H3O+respectivamente. A este par se le llama base-ácido conjugada. La base 2 se llama base conjugada. Una base conjugada es la sustancia que se forma cuando se elimina un protón (H+) de un ácido. El ácido y la base conjugada en esta reacción son: H3C2O2H y H3C2O2-, respectivamente. A este par se le llama ácido-base conjugado.
Ácido y Base según G.N. LewisEntre los años 1915 y 1938, el químico norteamericano G.N. Lewis realizó estudios acerca de ácidos y bases y encontró muchos ejemplos que apoyan los cuatro criterios sobre ácidos y bases, que son el punto de partida de su trabajo: 1. - Las reacciones de neutralización son rápidas.2. - Los ácidos y las bases desplazan de sus compuestos a otros ácidos y bases más débiles.3. - Para determinar el punto de equivalencia en titulaciones con ácidos o con bases, se pueden usar indicadores.4. - Los ácidos y las bases funcionan frecuentemente como catalizadores.
Los conceptos de Lewis son más generales que los de Brönsted porque no consideran indispensables al protón. Lewis más bien toma como característica la clase de enlace que se forma cuando un ácido reacciona con una base y la presencia o ausencia de pares de electrones no compartidos como carácter distintivo de los ácidos y bases.Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una substancia capaz de donar un par de electrones(tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos).El resultado de la reacción entre un ácido y una base es un producto con un enlace covalente coordinado.Este concepto incorpora a los ejemplos anteriores y también a muchos otros, incluye reacciones en fase sólida o en la fase gaseosa y muchas reacciones de compuestos orgánicos.
Son ácidos de Lewis aquellas sustancias que aceptan pares de electrones de las bases. Son ácidos de Lewis todos aquellos cationes que poseen orbitales vacios susceptibles de aceptar pares de electrones de las bases de Lewis (ligandos), o de aceptar densidad electrónica de las bases de Lewis. En general cualquier catión de transición es un ácido de Lewis, y cualquier sustancia que posea pares de electrones no compartidos sería una base de Lewis, y podría cederlos formando un enlace covalente denominado coordinado o dativo.
En cualquier compuesto de coordinación ("complejo" se denominaba antes de conocer la naturaleza de su enlace), el catión central es el ácido de Lewis y las especies que coordinan con él son los ligandos o bases de Lewis: Fe(H2O)63+ (aquí el Fe3+ es el ácido de Lewis y las moléculas de agua son las bases de Lewis. El oxígeno del agua posee dos pares de electrones sin compartir).
pH es una medida de la acidez o la alcalinidad. La escala de el pH va desde 0 a 14. El punto medio de la escala del pH es 7, aquí hay un equilibrio entre la acidez y alcalinidad. Dicha solución seria neutra.Las normas del pH empiezan con una definición de pH. La p viene de la palabra poder ( potencial). La H por supuesto es el símbolo de el elemento hidrógeno. Juntos el término pH significa hidrión exponente iónico. A medida que el potencial de liberar iones de hidrogeno incrementan en una sustancia el valor del pH sera menor. Es así como a mayor grado de acidez la lectura del pH será más baja.
La escala del pH es logarítmica, significando que los valores separando cada unidad no son iguales en la escala por el contrario incrementan de manera proporcional a la distancia a la que se encuentren de la mitad de la escala el punto de equilibrio entre acidez y alcalinidad.Los valores son multiplicados por 10 en cada unidad. Es por eso que el valor del pH de 6 es 10 veces más acídico que un pH con un valor de 7, pero un pH de 5 es 100 veces mas acídico que un pH de 7. De otra forma el valor del pH de 8 es 10 veces más alcalino que un pH con un valor de 7, pero un pH de 9 es 100 veces mas alcalino que un pH de 7
Nota: Cuando este probando el pH de su orina o saliva y la lectura le da una medida de un pH de 5.5 puede no parecer acídica (después de todo solo esta 1.25 puntos por debajo de 7), sin embargo es muy acídica. Es más es 50 veces más acídica de lo que es considerado saludable.Otra nota importante es que en orden de revertir y neutralizar la acidez, se requiere una gran cantidad de elementos alcalinos. En matemáticas sería algo como así:En orden de cambiar el pH de un galón de una solución, de 5.5 a 7.0, se requerirían mas de 20 galones de una solución con un pH de 7.5.
Concepto de Oxidación.Expresado de una manera muy general, diremos que la oxidación ocurre cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un compuesto nuevo con otro elemento.Básicamente existen dos tipos de reacciones químicas:1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin cambio aparente de la estructura electrónica de las partículas, 2) Reacciones en las cuales los iones o átomos experimentan cambios de estructura electrónica. En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia real de electrones de una partícula a otra o la forma en que se compartan los electrones puede modificarse. Este último tipo de reacción que involucra cambios electrónicos se llama reacción de oxidación-reducción.
OxidaciónOriginalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En el enmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”.
Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno con dichas sustancias. El oxígeno, el antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo o ión.
ReducciónOriginalmente una reacción de reducción se limitaba al tipo de reacción en la cual los óxidos se “reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento libre. El elemento libre puede obtenerse de otras maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una reacción en la cual se produce cobre libre. La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones.
Agentes oxidantes y reductores.En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de electrones. Todos los electrones intercambiados durante una reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece razonable que la oxidación y la reducción ocurran simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo. De otro modo, los electrones (electricidad) serían almacenados en los productos. No existe evidencia de tal almacenaje de electrones.
La sustancia que en la reacción suministra electrones es el agente reductor. El agente reductor contiene los átomos que se oxidan (los átomos que pierden electrones). La sustancia que en la reacción gana electrones es el agente oxidante. Este contiene los átomos que se reducen (los átomos que ganan electrones).Si una sustancia suministra fácilmente electrones se dice que es un agente reductor fuerte. Sin embargo, su forma oxidada normalmente es un agente oxidante débil. Si una sustancia gana electrones con facilidad, se dice que es un agente oxidante fuerte. Su forma reducida es un agente reductor débil.
Número de oxidación¿Cómo puede determinarse que se ha efectuado una reacción de oxidación-reducción? Esto se logra detectando cualquier desplazamiento electrónico ocurrido durante la reacción. Para indicar los cambios electrónicos, se utiliza el número de oxidación de los átomos de la reacción. El número de oxidación es la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones a determinados átomos o iones. El cambio de los números de oxidación durante una reacción indica la realización de una reacción de oxidación-reducción.
Por ejemplo, supóngase que el hierro, como reactante tiene un número de oxidación de 2+. Si el hierro aparece como producto con un número de oxidación diferente de 2+ por ejemplo, 3+ ó 0, se ha efectuado una reacción redox (óxido-reducción).El número de oxidación se define como: El número de electrones que un elemento puede ganar o perder cuando se combina con los átomos de otro elemento. Este número de oxidación depende en principio de la posición que tienen los elementos en la tabla periódica y del hecho que presentan los elementos de adquirir la estructura atómica de los gases nobles, es decir el tener ocho electrones en su último nivel de energía
Una de las reglas empíricas fundamentales de la química es que un átomo que contiene ocho electrones en su nivel más externo es particularmente estable. Esta regla se llama regla del octeto. Aunque el átomo de helio tiene únicamente dos electrones en su nivel más externo, también es uno de los elementos excepcionalmente estables. Su nivel más externo también es el primer nivel y sólo acomoda un par de electrones. Por tanto, su nivel más externo está completamente lleno. De manera que se considerara que la regla del octeto incluye al helio.
Balanceo de reacciones redoxMétodo de números de oxidación Para ello es mejor emplear un ejemplo, la reacción entre el dicromato de potasio y el cloruro ferroso en medio ácido clorhídrico: K2Cr2O7+ FeCl2+ HCl ⇔ CrCl3+ FeCl3+ KCl + H2O Paso 1.- El primer paso es establecer los estados y números de oxidación para todos los elementos que participan en la reacción, es importante tener en cuenta ambos lados de la reacción química:
Se deben anotar las especies que cambian su estado de oxidación esto se podrá indicar en la reacción misma: K2Cr2O7+ FeCl2+ HCl ⇔ CrCl3+ FeCl3+ KCl + H2O +6 +2 +3 +3 3 Paso 2.- se determina la magnitud en el cambio de los estados de oxidación para el átomo que reacciona de cada especie:Cr +6 ⇒ +3 3 e- por átomo Fe +2 ⇒ +3 1 e- por átomo
Paso 3.- determinación del cambio en el número de oxidación para cada especie reactiva en el lado izquierdo de la ecuación: K2Cr2O7 Cr 3 e- por átomo x 2 átomos = 6 e-FeCl2 Fe 1 e- por átomo x 1 átomo = 1 e- Paso 4.- balancear la pérdida y ganancia de electrones representado por el cambio en el estado de oxidación, para cada una de las especies reactivas, multiplicando la fórmula asociada por un número entero que lo satisfaga: K2Cr2O7 x 1 6 electrones FeCl2 x 6 6 electrones
Paso 5.- balancear el número de átomos de las especies redox del lado izquierdo de la ecuación con su contraparte del lado derecho, usando para ello los coeficientes adecuados: K2Cr2O7+ 6 FeCl2+ HCl ⇔ 2 CrCl3+ 6 FeCl3+ KCl + H2O Paso 6.- balancear por inspección las otras especies no redox de la ecuación: K2Cr2O7 + 6 FeCl2+ 14 HCl ⇔ 2 CrCl3+ 6 FeCl3+ 2 KCl + 7 H2O Con ello llegamos a la ecuación balanceada: K2Cr2O7+ 6 FeCl2+ 14 HCl ⇔ 2 CrCl3+ 6 FeCl3+ 2 KCl + 7 H2O
Método de balanceo ión-electrón o de media reacción Para este tipo de balanceo, de la ecuación general se separan las dos reacciones redox que se llevan a cabo. Estas reacciones ión-electrón o medias reacciones representan por separado los procesos de oxidación y reducción de la reacción redox global. Para este tipo de reacciones es muy importante el haber definido con claridad el medio de reacción en el que se llevan a cabo, ácido, básico o neutro (amoniacal). Estudiaremos este procedimiento, al igual que en el caso anterior usando una reacción como ejemplo:Cr2O72- + Fe2+ + H+ ⇔ Cr3+ + Fe3+ + H2O
Paso 1.- escriba la media reacción para una de las especies activas, sea este el oxidante o el reductor:Paso 2.- balancee la media reacción atómicamente a) primero con los átomos que no sean hidrógeno u oxígeno, b) balancee los oxígenos empleando moléculas de H2O para medios ácidos H+ o amoniacales NH4+ y OH- para medios básico, c) balancee los hidrógenos, empleando H+ para medios ácidos y NH4+ para medios amoniacales (agregando un igual número de NH3 del lado opuesto de la ecuación) y moléculas de H2O para medios básicos (agregando grupos OH- para el lado opuesto de la ecuación): Cr2O72- ⇔ Cr3+
Cr2O72- ⇔ 2 Cr3+ átomos ≠ H y O Cr2O72- ⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O átomos de O 14 H+ + Cr2O72- ⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O átomos de 14 H+ + Cr2O72- ⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O ecuación balanceada Paso 3.- proceder a balancear electrónicamente la media reacción considerada, agregando el número de electrones requerido al lado derecho de la ecuación que necesita debido al cambio en el estado de oxidación: Cr2O72- ⇔ 2 Cr3+ 6 electrones 14 H+ + Cr2O72- + 6 e-⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O ecuación balanceada
Paso 4.- proceder con los pasos 1, 2 y 3 pero ahora para la otra media reacción: Fe2+ ⇔ Fe3+ paso 1.- paso 2.- no es necesario Fe2+ ⇔ Fe3+ + 1 e- paso 3.- Paso 5.- igualar el número de electrones intercambiados en cada media reacción, multiplicando cada una por un número entero que la satisfaga: 14 H+ + Cr2O72- + 6e-⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O X 1 14 H+ + Cr2O72- + 6e-⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O Fe2+ ⇔ Fe3+ + 1 e- X 6 6 Fe2+ ⇔ 6 Fe3+ + 6 e-
Paso 6.- se procede ahora a la suma de las dos medias reacciones balanceadas atómica y electrónicamente para obtener la reacción global de nuevo: electrónicamente para obtener la reacción global de nuevo: 14 H+ + Cr2O72- + 6e-⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O 6 Fe2+ ⇔ 6 Fe3+ + 6 e- 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ + 6e- ⇔ 2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+ + 6 e- Con esto obtenemos la reacción balanceada: 14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ ⇔ 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
Celdas voltaicas.La pila galvánica (o celda galvánica) también es llamada pila voltaica, desde que Alessandro Volta inventó la pila de Volta, la primera bateria eléctrica. En el uso común, la palabra "batería" incluye a una pila galvánica única, pero una batería propiamente dicha consta de varias celdas.[
En 1780, Luigi Galvani descubrió que cuando dos metales diferentes (cobre y zinc, por ejemplo) se conectaban entre sí y, a continuación, ambos tocaban diferentes partes de un nervio de un anca de rana, al mismo tiempo, hacían que se contrajese de la pierna. Llamó a esta “electricidad animal". La pila voltaica inventada por Alessandro Volta en 1800 es similar a la pila galvánica. Estos descubrimientos allanaron el camino para las baterías eléctricas.
Una pila galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como:
M n+ (especie oxidada) + n e- M (especie reducida) En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B:
A n+ + n e-A B m+ + m e-B m A + n B m+ n B + m A n+Esto no es todo ya que los aniones también deben ser transferidos de una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos.
