Fisicoquimica, analisis de caso

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Universidad Politécnica del Centro.

Alumnos:

Ángela Raquel Acosta Román – 004444

José Andrés López Montiel-004452

Melissa Calzada Mendieta-004454

Jesús Antonio Jiménez Zacarías - 00450

Docente:

Fanny Guadalupe Jauregui González.

Carrera:

Ingeniería en biotecnología.

Materia:

Fisicoquímica.

Grupo:

B1-4

Fecha de entrega:

11 de octubre de 2021.

Introducción.

En muchas ocasiones hemos observado distintos tipos de reacciones químicas en la  vida diaria o al realizar algún experimento, normalmente este tipo de reacciones están a la vista pero al no conocerlas por completo no es posible identificarlas fácilmente; por ejemplo cuando encendemos un cerillo o se enciende fuego, ocurre una reacción de combustión, otro ejemplo es que las plantas constantemente están realizando una reacción química que es la fotosíntesis (Ciencia de hoy, 2019),

Existen diversos tipos de reacciones químicas, todas con un proceso distintos; podemos encontrar reacciones de combustión, de síntesis, de descomposición, de desplazamiento, de doble sustitución, de óxido-reducción, entre otras; esta clase de reacciones son las más comunes y las más utilizadas en la química, ya que son reacciones que no son complicadas de conseguir y de estudiar (González, 2010).

En el presente documento se hablará acerca de una de estas reacciones, la reacción de óxido-reducción o mejor conocida como redox; esta clase de reacciones ocurren cuando uno o más electrones se transfieren entre los reactivos, lo que genera cambios en sus estados de oxidación; para poder tener esta clase de reactivo es necesario que un reactivo pierda un electrón mientras que el otro debe de ganarlo (Marín Rojas & Prieto Estacio, 2017).

Esta se encuentra definida por dos tipos de reacciones: oxidación y reducción; el proceso de oxidación consiste en perder o ceder electrones, de manera que se aumenta su número de oxidación; en cambio la reducción recibe o capta electrones haciendo que su número de oxidación disminuya. Pero ¿Qué es el número de oxidación?, este es la carga que posee un átomo en una molécula, como consecuencia de las diferentes electronegatividades que hay en los átomos.

Las reacciones redox es una de las más comunes en el universo, ya que las etapas o semirreaciones que hace las realizan una gran cantidad de procesos que ocurren cotidianamente como lo es la oxidación de metales, la combustión de gas en la cocina, incluso dentro de nuestro organismo ocurre una reacción de oxidación con la glucosa para obtener ATP (Lapuente Aragó, 2008). Comprendido esto, a continuación hablaremos más acerca de las reacciones redox mediante el análisis de caso, y la realización de diferentes cálculos que nos serán de utilidad para comprender el funcionamiento y trabajo de dichas reacciones.

Descripción del experimento.

Para poder comprender de mejor manera que son las reacciones químicas y todos aquellos procesos que conllevan, se llevará a cabo un análisis de un experimento en el cual ocurrirán diferentes mediciones acerca de la reducción del dióxido de azufre a óxido de azufre; realizando también los cálculos correspondientes para conocer la Energía Libre de Gibbs, la Energía de Helmolz, la espontaneidad de la reacción, entre otros detalles que se encuentran ligados con los temas ya mencionados.

Reacción química principal.

En este caso estamos trabajando con una reacción redox, en la cual ocurre una reducción del dióxido de azufre a óxido de azufre; se encuentra representada de la siguiente forma:

SO2 + O2 = SO3

Que estequimétricamente balanceada quedaría de la siguiente manera:

2SO2 + O2 = 2SO3

Energía Libre de Gibbs.

La Energía Libre de Gibbs es uno de los cuatro potenciales termodinámicos que se usan en la termodinámica de las reacciones químicas. Con esta es posible calcular los cambios de entropía que tienen lugar en un sistema y en el entorno, si el proceso tiene lugar a T y  P constantes, y como normalmente los procesos químicos se desarrollan a una presión constante (P) y sus productos terminan alcanzando la temperatura de los reactivos (T). Dentro de las reacciones químicas, es utilizada como un criterio de espontaneidad, es una función de estado que es definida como:

G = U- TS + PV

Donde G es la energía libre de Gibbs, U es la energía interna del sistema. T es la temperatura absoluta del sistema, V es el volumen final del sistema, P es la presión absuelta y S es la entropía final del sistema. Pero esta ecuación se puede modificar de la siguiente manera:

G = H – TS

Que dice que, cualquier cambio que se produzca a presión y a temperatura constante, vendrá acompañado de un cambio de la energía de Gibbs que valdrá:

∆G = ∆H - T∆S

Energía de Helmholtz.

La Energía de Helmholtz es otro de los cuatro potenciales termodinámicos, este se encarga de medir el trabajo útil de un sistema cerrado en condiciones de temperatura y volumen constantes; esta al ser parte de los cuatro potenciales termodinámicos se encuentra altamente relacionada con la energía libre de Gibbs.

Su ecuación es representada de la siguiente manera:

A = U – TS

Donde A, es la energía libre de Helmholtz, U es la energía interna, T es la temperatura absoluta y S es la entropía final del sistema. Para reacciones espontáneas, ΔA es negativo. Por lo tanto, cuando se considera una reacción química en un sistema, el cambio en la energía que está a temperatura y volumen constantes debe ser un valor negativo para que sea una reacción espontánea

Entonces tenemos que para conocer la energía de Helmholtz de nuestra reacción es necesario utilizar dicha fórmula, por lo cual quedaría de la siguiente manera:

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