Electroquímica de equilibrio
Hay tantas formas de enseñar esto como profesores y escritores, y demasiada gente comete el error fundamental de olvidar que se trata de simples equilibrios. Con demasiada frecuencia, las ecuaciones implicadas se escriben como unidireccionales en lugar de reversibles. Este pequeño error hace que todo el tema sea innecesariamente difícil de entender.
Cuando los metales reaccionan, ceden electrones y forman iones positivos. Este tema en particular trata de comparar la facilidad con la que un metal hace esto para formar iones hidratados en solución – por ejemplo, Mg2+(aq) o Cu2+(aq).
Cualquiera que haya hecho química durante más de unos meses sabe que el magnesio es más reactivo que el cobre. La primera reacción se produce mucho más fácilmente que la segunda. Lo que hace este tema es tratar de expresar esto con algunos números.
Supongamos que tienes un trozo de magnesio en un vaso de precipitados con agua. Habrá cierta tendencia a que los átomos de magnesio pierdan electrones y pasen a la solución como iones de magnesio. Los electrones se quedarán en el magnesio.
Cómo calcular la constante de equilibrio a partir del potencial celular
La constante de equilibrio de la reacción redox de una célula electroquímica puede calcularse utilizando la ecuación de Nernst y la relación entre el potencial estándar de la célula y la energía libre. Este problema de ejemplo muestra cómo encontrar la constante de equilibrio de la reacción redox de una célula.
Las siguientes dos semirreacciones se utilizan para formar una celda electroquímica:Oxidación:SO2(g) + 2 H20(ℓ) → SO4-(aq) + 4 H+(aq) + 2 e- E°ox = -0. 20 VReducción:Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(ℓ) E°red = +1,33 V¿Cuál es la constante de equilibrio de la reacción de la célula combinada a 25 C?
La semirreacción de oxidación produce 2 electrones y la semirreacción de reducción necesita 6 electrones. Para equilibrar la carga, la reacción de oxidación debe multiplicarse por un factor de 3. 3 SO2(g) + 6 H20(ℓ) → 3 SO4-(aq) + 12 H+(aq) + 6 e-+ Cr2O72-(aq) + 14 H+(aq) + 6 e- → 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(ℓ)3 SO2(g) + Cr2O72-(aq) + 2 H+(aq) → 3 SO4-(aq) + 2 Cr3+(aq) + H2O(ℓ)Al equilibrar la ecuación, ahora sabemos el número total de electrones intercambiados en la reacción. Esta reacción intercambió seis electrones.
La constante de equilibrio de una reacción
Una constante de equilibrio proporciona una representación numérica de la posición de un equilibrio. Se calcula en un sistema homogéneo, lo que significa que todas las sustancias están en la misma fase, por ejemplo, líquida o gaseosa. Por lo tanto, tenemos diferentes constantes, dependiendo de este estado.
El valor de Kc sólo se aplica a una temperatura constante. Si estás un poco confundido con las matemáticas, esta es la expresión en palabras. Para calcular Kc se toman las concentraciones de los productos, y luego se hace cada una de ellas a la potencia del número de moles de la misma, a partir de una ecuación equilibrada. Luego se hace lo mismo con los reactantes, y se dividen los productos entre los reactantes.
Si echas un vistazo al material sobre equilibrios, verás que la posición de los equilibrios varía en función de la variación de las condiciones. El principio de Le Chatelier establece que un sistema se opondrá a un cambio. Para predecir cómo cambiará el valor debes recordar que cuanto más a la izquierda esté el equilibrio, menor será el valor de K. Por lo tanto, el aumento de la temperatura desplaza el equilibrio en la dirección endotérmica. La modificación de la presión sólo afecta a los gases, es decir, sólo altera Kp. Así que el aumento de la presión desplazará el equilibrio hacia el lado con menos moles.
Qué es el equilibrio celular
1. IntroducciónLa ciencia no es sólo una opinión, sino una compleja colección de hechos, unidos por modelos y teorías. Algunos de estos hechos, como “la madera se puede quemar”, son obvios y conectables con la experiencia de todos, pero otros, como el valor de la masa del sol o el significado de los orbitales electrónicos, son más difíciles de acordar. La interpretación correcta de los hechos presentados en los manuales y tablas científicas exige un largo camino de aprendizaje. A veces, incluso las personas con formación científica no logran una buena comprensión, lo que puede ilustrarse con el siguiente ejemplo. Un grupo de profesores de química preuniversitarios asistieron a un curso de actualización sobre electroquímica y se sorprendieron cuando midieron la diferencia de potencial de la siguiente célula galvánica:
En 1981 esta célula se presentó en una tarea del examen final de química holandés y los estudiantes tuvieron que calcular su diferencia de potencial sobre la base de los valores de los potenciales de electrodos estándar en BINAS 1, un libro de tablas, que los estudiantes tienen que utilizar durante los exámenes finales (véase también el material complementario 1). Según los valores tabulados, el electrodo de plomo sería el positivo, pero en la práctica los profesores midieron lo contrario: el electrodo de níquel resultó ser el positivo. Hasta ahora, los potenciales de electrodo estándar y la ecuación de Nernst para calcular las diferencias de potencial de la célula, parecían hechos no problemáticos y utilizarlos de este modo se consideraba un procedimiento normal. Ahora se convirtieron en el punto de partida de una investigación sobre su significado. Evidentemente, los potenciales de electrodo estándar tabulados no podían medirse directamente en esta célula.