Química y Educación

Archivos para Mayo, 2008

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14-05-2008

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Una reacción redox común, que se realiza en forma espontánea, consta de un proceso de oxidación y uno de reducción en los cuales la transferencia de electrones NO ES CONTROLABLE, o sea que dicha transferencia se realiza dentro de la solución (interna).

Si este mismo proceso se realiza separando la oxidación de la reducción mediante el suministro o eliminación de electrones por fuera de la solución, la reacción pasará a ser controlable y a este sistema se lo denomina celda electroquímica

Las celdas electroquímicas son dispositivos que se utilizan para transformar energía química en eléctrica, o para producir sustancias.

El proceso involucrado puede ser una reacción química ordinaria, la transferencia de una especie química de un nivel de concentración a otro, etc. El requisito esencial es que debe ser posible realizarlo como resultante de un proceso de oxidación y otro de reducción, cada uno de los cuales ocurre separadamente en un electrodo apropiado.-

De la definición dada anteriormente se desprende que el proceso que tiene lugar en una celda electroquímica es termodinámicamente irreversible. Para que puedan aplicarse al mismo los conceptos de la Termodinámica clásica se debe lograr que las pilas sean capaces de actuar en forma reversible, para lo cual es indispensable que el proceso sea infinitamente lento. Lo que se hace es medir la diferencia de potencial entre los electrodos de la celda electroquímica por el método potenciométrico. Éste permite reducir la corriente que circula por la celda electroquímica hasta un nivel para el cual se logre una aproximación adecuada al comportamiento reversible (concepto de reversibilidad termodinámica). En estas condiciones, la celda electroquímica se denomina pila.-

El sistema puede representarse de la siguiente forma:

La ecuación de Nernst se nombra después del químico físico alemán Walther Nernst que primero la formuló. La ecuación de Nernst conecta el potencial reversible real de un electrodo, E, al potencial reversible estándar de los pares del electrodo, E⁰. En su forma más fundamental se escribe la ecuación de Nernst como:

E = E⁰- ln (RT/zF) (a(RED)/a(OX))

donde R es la constante universal de los gases, T es la temperatura absoluta, z es la carga o número electrones en juego, y F es la constante de Faraday. La notación a(RED) representa las actividades químicas de todas las especies que aparecen en la cara reducida de la reacción y la notación a(OX) representa las actividades químicas de todas las especies que aparecen en la cara oxidada de la reacción.

Algunas de las especies que participan en reacciones del electrodo son compuestos sólidos puros y compuestos puros del líquido. En soluciones acuosas diluidas, el agua se puede tratar como líquido puro porque la cantidad de agua es tanto mayor que la cantidad cualquier otra cosa. Para un sólido puro o líquido puro, actividad es constante, así que en la ecuación de Nernst su valor se considera uno. Las actividades de gases se toman generalmente como sus presiones parciales y las actividades de solventes tales como iones se toman generalmente como sus concentraciones molares, la ecuación de Nernst se escribe menudo a con gas, sólido o líquido puros, en forma

E = E⁰ - ln (RT/zF) (c(RED)/c(OX)), o

E = E⁰ - ln (RT/zF) ([ RED]/[OX ])

entender, sin embargo, que actividad del sólido puro compuesto o del líquido puro se debe tomar como igual uno y que actividad gas se debe tomar como igual a su parcial presión.

A 298,15 ^oK (25^oC), valor constante y conversión logaritmo base e (ln) a logaritmo base diez (log) poder ser combinar para dar uno simple forma ecuación de Nernst:

E = E⁰ - log (0.05915/z) (a(RED)/a(OX)), o

E = E⁰ - log (0.05915/z) ([ RED]/[OX ])

Ecuaciones de Nernst para los potenciales de electrodo

Las formas de la ecuación de Nernst introducida en la sección anterior se pueden aplicar a los potenciales de electrodos individuales y de las diferencias potenciales a través de las células.

Diferencias de Potenciales de la Célula

La diferencia potencial estándar a través de una célula, dE⁰, es la diferencia entre los dos potenciales de electrodo estándares, E⁰, de los dos electrodos en la célula. La diferencia potencial real a través de una célula, dE, es la diferencia entre los dos potenciales de electrodo reales, E, de los dos electrodos en la célula.

Una célula de concentración es una célula electroquímica en la cual el par del electrodo en ambos electrodos está igual pero las concentraciones de sustancias en los dos electrodos pueden diferenciar. La diferencia potencial a través de una célula de concentración se puede calcular usando la ecuación de Nernst.

Electrodo del hidrógeno

Considere el electrodo compuesto físicamente como

H⁺(aq)|H₂(g),

la reacción del semicelda

E = E⁰ - log (0.05915/z) (a(H₂, g)/a (H⁺)²)

y, puesto que para un electrodo del hidrógeno por la definición el potencial estándar E⁰ es cero, nosotros podemos simplificar:

E = log -0,05915/2 (a(H₂, g)/a(H⁺)²)

si el gas de hidrógeno está presente la actividad es la unidad, que dato que obtenemos fijando p(H₂) = a(H₂) = 1 barr o 1 atmósfera, entonces:

E = - (0,05915/2) log (1/a (H+)²)

E = + 0,0591 log a(H⁺) = -0,0591 pH

el uso de la ecuación de Nernst con el electrodo del hidrógeno establece un método electroquímico de medir el pH. Este método trabaja ambos en principio y en la práctica, aunque no es el mismo método usado en el contador normal del laboratorio pH.

Electrodos

Electrodos de referencia.-

En muchas aplicaciones electroanalíticas es deseable que el potencial de semicelda de uno de los electrodos sea:

- Conocido

- Constante

- Insensible a la reacción estudiada.

Los electrodos que cumplen con estas características se denominan electrodos de referencia.

Ha estas cualidades básicas se debe aumentar las siguientes:

- Facilidad en el manipuleo

- Reproductividad en los datos

- El no cambio en el potencial debido al paso de pequeñas corrientes eléctricas.

Con estas seis cualidades se tiene el electrodo de referencia ideal.

Los electrodos de referencia más conocidos son:

Electrodos de calomel.-

||Hg₂Cl₂ (saturado),KCl (xN)|Hg

Hg₂Cl₂ + 2e^- —<2 Hg(l) + 2 Cl^-

Comercialmente existen tres clases de electrodos de calomel

	Concentración
Nombre	Hg₂Cl₂	KCl	E° en voltios
Saturado	saturado	saturado	+0.241 - 6.6 x 10^-4(t-25)
Normal	saturado	1.0 N	+0.280 - 2.8 x 10^-4 (t-25)
Decimonornal	saturado	0.1N	+0.334 - 8.8 x 10^-5(t-25)

Electrodo de calomel

Electrodos de plata-cloruro de plata.-

Es un sistema de referencia análogo a los electrodos de calomel consta de un electrodo de plata sumergido en una solución de cloruro de potasio saturado con cloruro de plata.

||AgCl (saturado),KCl (xN)|Ag

La semireacción

AgCl + e^- —> Ag(s) + Cl^-

El más común se prepara con solución saturada de cloruro de potasio y su potencial a 25°C es de +0.197v.

Electrodo de plata cloruro de plata

Electrodos de Indicadores.-

El segundo electrodo para realizar medidas potenciométricas es el electrodo indicador que puede ser metálico o de membrana.

Electrodos metálicos.-

Los electrodos metálicos son alambres o placas de un metal específico.

a) De primer orden para cationes.- Ag, Cu, Hg, Pb, Cd que sirven para cuantificar los cationes del metal del que esta constituido el electrodo.

b) De segundo orden para aniones.- Ag, Hg que responden de forma indirecta a los aniones que forman precipitados poco solubles o complejos con su catión.

c) Para reacciones redox.- Au, Pt que son inertes y el potenciales solo desarrollado por el sistema redox.

Electrodos de membrana.-

Desde hace muchos años el método más adecuado para la medida de pH consiste en medir el potencial que se desarrolla a través de una delgada membrana de vidrio que separa dos soluciones con diferente concentración de protones. Este fenómeno, descrito inicialmente por Cremer ha sido estudiado en forma amplia por muchos investigadores. En consecuencia se conoce bastante bien la sensibilidad y la selectividad de las membranas de vidrio frente al pH.

Electrodo de membrana de vidrio

Una celda moderna para la medida de pH cosiste en un par de electrodos de fabricación comercial, uno de calomel y el otro de vidrio sumergidos en la solución cuyo pH se desea medir. Se fabrica el electrodo de vidrio sellando un bulbo de vidrio delgado y sensible al pH, al extremo de un tubo de vidrio de paredes gruesas. Se llena el bulbo resultante con una solución de ácido clorhídrico 0.1 N saturado con cloruro de plata. Se sumerge un alambre de plata y la solución que se conecta a través de un cable externo a una terminal de un dispositivo para la medida del potencial. Se conecta entonces el electrodo de calomel a otra terminal. Obsérvese que la celda contiene dos electrodos de referencia, cada uno de potencial constante e independiente del pH ; uno de estos electrodos de referencia es el electrodo de calomel externo, el otro es el electrodo interno de plata-cloruro de plata que es un componente del electrodo de vidrio pero que no es sensible al pH.

Ag | ClAg | HCl Solución de pH desconocido ClK | ClK | Hg

Desde el punto de vista experimental que se encuentra a 25°C el potencial de esta celda depende de las actividades de los protones a₁ y a₂, a ambos lados de la membrana de modo que

E = Q + 0.0591log a₁/a₂

Desde el punto de vista experimental que se encuentra a 25°C el potencial de esta celda depende de las actividades de los protones a₁ y a₂, a ambos lados de la membrana de modo que

Se realizado mucha investigación referente a la composición del vidrio en la sensibilidad de las membranas a los protones y otros cationes una variedad de composiciones se usan comercialmente durante muchos años, se a usado ampliamente el vidrio CORNING 015 compuesto aproximadamente de 22% Na₂O, 6% CaO y 72% de Si0₂. Este vidrio muestra una excelente especificidad hacia los protones hasta un pH de 9; pero con valores más altos de pH la membrana se hace sensible a los iones de sodio y otros metales alcalinos.

Según la ecuación de Nernst el potencial del proceso electródico depende de la actividades de las sustancias que toman parte en la reacción. Ya que estas actividades están relacionadas con las concentraciones la determinación de los potenciales del electrodo pueden tener en principio aplicaciones analíticas. Sin embargo la aplicación directa de la potenciometria entraña serias dificultades porque el paso de actividad a concentración es muy complicado.

Las aplicaciones más corrientes de la potenciometria es la determinación del pH y la determinación de puntos finales en valoraciones.

Al medir el pH de una solución se esta midiendo el efecto de los protones sobre electrodos sumergidos en dicha solución. Esto es una medida electrquímica en la cual la energía química se convierte en energía eléctrica para poder ser medida.

El electrodo de vidrio es si duda, el electrodo indicador más importante para la medida del protón. Su uso es muy conveniente y está sujeto a pocas de las interferencias que afectan a otros electrodos sensibles al pH.

Errores que afectan las mediciones del pH con el electrodo de vidrio:

- Error Alcalino.- Los electrodos de vidrio ordinarios se vuelven algo sensibles a los métales alcalinos en valores de pH mayores a 9.

- Error Acido.- En un pH menor a cero, los valores obtenidos tienden a ser algo más altos.

- Deshidratación.- Resultados falsos.

El potencial de un electrodo indicador adecuado puede utilizarse en forma muy conveniente para establecer el punto de equivalencia en una titulación, se denomina a este proceso titulación potencimétrica. El punto final potenciométrico puede utilizarse en muchas circunstancias y proporciona datos intrínsecamente más precisos que los obtenidos con el uso de indicadores.

Pueden utilizarse diferentes métodos para la determinación del punto final en una titulación potenciométrica. El método más directo consiste en una gráfica directa del potencial en función del volumen del reactivo. El punto medio en la porción de la curva que asciende o desciende rápidamente, se estima visualmente y se toma como punto final. Existen diferentes métodos mecánicos ayudan a establecer este punto medio mejorando la precisión.

Un método muy conveniente es el del criterio de las derivadas. ya que el punto final es matemáticamente un punto de inflexión en una función, su primera derivada debe ser un máximo o un mínimo y su segunda derivada debe ser igual a cero.

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14-05-2008

Curriculum Vitae

Nombre:

Francisco Alberto Dilillo Doria Medina.

Fecha y Lugar de nacimiento:

23 agosto 1956 en Oruro.

Estado Civil: Casado

Dirección:

Calle San Javier # 2 “Las Misiones”

Teléfono: 00-513-3561895, 00-513-70955228.

Fax: 00-513-3470089

Mail: dilillo@cotas.com.bo

Santa Cruz - Bolivia

Estudios:

1963 - 1968 Colegio Alemán, Oruro

1969 - 1974 Colegio La Salle, Oruro

1974 Bachiller en Humanidades.

1975 - 1977 Universidad Técnica de Oruro

1977 - 1984 Universidad Mayor de San Andrés (U.M.S.A.)

1984 Técnico Superior en Ciencias Químicas (Bachelor)

1984 –1985 Universidad Mayor de San Andrés (U.M.S.A.)

1988 Licenciado en Ciencias Químicas.

2001 Universidad Privada Franz Tamayo (U.P.F.T)

Especialidad en Tecnología Educativa

2003 Escuela Militar de Ingeniería (E.M.I.)

Diplomado en Educación Superior

Grado Académico:

LICENCIADO EN CIENCIAS QUIMICAS

Actividad Académica

1978 – 1983 Ayudante de Cátedra de Química Orgánica UMSA.

1980 Cursillo de laboratorio de química para ciclo medio Colegio La Salle Oruro.

1983 Ayudante de Cátedra en cursos de actualización docente.

1984 Ayudante de Cátedra en cursos de actualización docente.

1985 – 1988 Catedrático de Química Orgánica I, II y III, Determinación de estructuras, Síntesis Orgánica, en UMSA Carrera de Ciencias Químicas y Carrera de Química Industrial.

1988 – 1989 Investigador Asociado en el Departamento de química de la universidad de los estudios de Sassari, Italia (Con beca de la academia de Ciencias del Tercer Mundo TWA’S).

1989 – 1990 Catedrático de Química Orgánica I, II y III, Determinación de estructuras, Síntesis Orgánica, Macromoléculas, Química Biológica UMSA Carrera de Ciencias Químicas.

1991 Investigador Asociado en el Departamento de química de la Universidad de los Estudios de Venecia, Italia (Con beca del Ministerio de Asuntos Exteriores de la República de Italia).

1992 – 1994 Catedrático de Química General e Inorgánica, Química Orgánica, y Análisis Instrumental en la Universidad Cristiana de Bolivia (UCEBOL) en la carrera de Bioquímica y Farmacia.

1991 – 2002, 2004-2005 Catedrático de Química General, Química Orgánica, Química Inorgánica, Química Analítica Cualitativa, Química Analítica Cuantitativa, Fisicoquímica, Análisis Instrumental, Electromedicina, Metodología de la Investigación y Seminario de Grado en La Universidad Evangélica Boliviana (UEB) en las carreras de Bioquímica y Farmacia y Enfermería.

2003- Catedrático de Química II, Química Analítica, Química Cualitativa, Química Cuantitativa, Bioquímica y Microbiología en Escuela Militar de Ingeniería Santa Cruz.

2003-2004 Catedrático de Química en la Universidad de Aquino Bolivia Santa Cruz.

2004-2005 Coordinador de investigación de La Facultad de Ciencias de la Salud de la Universidad Evangélica Boliviana.

2006-2007 Asistente Académico del Instituto Tecnológico de Aquino Bolivia.

2008- Director del Instituto de Investigación, Postgrado y Difusión de la Universidad de Aquino Bolivia Santa Cruz

Actividad Científica:

1983 Simposio “La Química y los Recursos Naturales en una perspectiva nacional” La Paz – Bolivia.

1986 Primer Curso Internacional de Catálisis. Bogotá - Colombia.

1987 Curso de Reglas de Woodward y Hoffmann. La Paz – Bolivia.

1988 XVI Congresso Nazionale di Chimica “Bononiachen’88” Bolonia – Italia.

1989 Curso de Fitoquímica “Metodológicas del aislamiento, separación y purificación de metabolitos secundarios” La Paz – Bolivia.

1990 III Congreso Boliviano de Química La Paz – Bolivia.

1990 XIX Congreso Latinoamericano de Química Buenos Aires - Argentina.

1991 XVI Corso Estivo de Sintesis Orgánica “A CORBELLA” Gragnano- Italia.

1993 I Reunión de Productores e Investigadores de plantas Medicinales La Paz – Bolivia

1993 IV Congreso de Boliviano de Química. La Paz - Bolivia.

1994 “Metodología De La Enseñanza en la educación superior” Santa Cruz – Bolivia

1998 “Actualización Docente” Santa Cruz - Bolivia.

1999 Director de la I Olimpiada Departamental de Química. Santa Cruz - Bolivia.

2000 V Congreso Boliviano de Química La Paz – Bolivia.

2000 XXIV Congreso Latinoamericano de Química Lima – Perú.

2000 Curso de Química Médica Lima – Perú.

2000 Curso de Enseñanza con Tecnología Lima – Perú.

2001 Curso de Enseñanza de la Química con juguetes Lima – Perú.

2001 Primer Seminario Departamental de Química y Biología Santa Cruz - Bolivia.

2001 Director de la II Olimpiada Departamental de Química. Santa Cruz - Bolivia.

2001 Seminario “Las Nuevas Tecnologías en la Formación Universitaria” Santa Cruz - Bolivia.

2002 Sexto Seminario Nacional de Química Santa Cruz - Bolivia.

2002 XXV Congreso Latinoamericano de Química Cancun - México.

2002 Director de la III Olimpiada Departamental de Química. Santa Cruz-Bolivia.

2003 VII Congreso Boliviano de Química Potosí Bolivia.

2003 Director de la IV Olimpiada Departamental de Química. Santa Cruz-Bolivia.

2004 Director de la V Olimpiada Departamental de Química. Santa Cruz-Bolivia.

Otras Actividades:

1984 – 1988 Director de Producción y Nuevos Proyectos de CAHM QUIMICA Ltda. La Paz –Bolivia

1989 – 1990 Gerente de Producción de CAHM QUIMICA Ltda La Paz – Bolivia

1991– 1992 Gerente General de DIMACO Santa Cruz – Bolivia.

Sociedades Científicas:

Sociedad Boliviana de Investigaciones Fisicoquimicas

Società Chimica Italiana

Sociedad Boliviana de Química

Federación Latinoamericana de Química

Idiomas:

Español

Italiano

Publicaciones:

Aviles J., Dilillo F., “Síntesis de una Familia de compuestos Azoicos y su utilización como indicadores Acido base y Colorantes” T.T.E. UMSA,1984.

De Los Heros V., Dilillo F., “Estudio de catalizadores en base a compuestos del antimonio para reacciones de fluoracion de moleculas organicas” Tesis. UMSA, La Paz, 1984.

Dilillo F., “Selección, diseño, elaboracion, evaluacion y posibles usos de un multimedia para la enseñanza de la espectrofotometria de absorcion” Trabajo de grado para la especializacion en tecnologia educativa en la educacion superior, UPFT, Santa Cruz, 2001.

Cossu S., Delogu G., De Lucchi O., Dilillo F., Fabbri D., Licini g. “Reazioni de Diels – Alder asimetriche del 1,1’ –binaftil-2,2’ bis sulfonil etilene”, Bononiachem’88. Bolonia 1998.

Cossu S., De Lucchi O., Dilillo F. “Stereo and Regioselective Functionalitation of the Double Bond of de Diels – Alder Adducts of Sulphonyl Dienophiles to ciclic Dienes”, Gazz. Chim. Ital. 119, 519 (1989).

De Lucchi O., Dilillo F., “Utilización de (Z) y (E) 1.2 bis(nafilsulfonil)etileno como equivalentes sinteticos del acetileno en reacciones de Diels – Alder” Memorias del III Congreso Boliviano de Química , La Paz, 1990.

Dilillo F., “Obtención de epoxidos del doble enlace generado por adicion de Diels – Alder de sulfonil dienofilos con ciclodienos.” Memorias del III Congreso Boliviano de Química, La Paz, 1990.

Bravo J., Dilillo F., “Generación de listas de formulas moleculares a partir del peso molecular mediante computadora” Memorias del III Congreso Boliviano de Química , La Paz, 1990.

De Lucchi O., Dilillo F. “Funcionalizacion Estéreo y regioselectiva del doble enlace de aductos de Diels – Alder de Sulfonil Dienofilos con ciclodienos”, XIX Congreso latinoamericano de Química. Buenos Aires, 1990.

Cossu S., De Lucchi O., Dilillo F., Petres k., Petres E.M., Von Schenering H.G., “Participation of Sulphonyl Groups in electrophilic Additions to alkenes , X Ray Structure Determination of Relevant Products of the Bromide Addition to 5,6 bis (benzylsulphonyl)norbornene”, Gazz. Chim. Ital. 121, 533 (1991).

Dilillo F. “Química Orgánica I” Copiado, Santa Cruz ,1993.

Dilillo F. “Química Orgánica II” Copiado, Santa Cruz , 1994.

Dilillo F. “Laboratorio de Química Inorgánica” Copiado, Santa Cruz, 1994.

Dilillo F. “Laboratorio de Química Orgánica I” Copiado, Santa Cruz, 1994.

Dilillo F. “Laboratorio de Química Orgánica II” Copiado, Santa Cruz, 1996.

Dilillo F. “Laboratorio de Análisis Instrumental” Copiado, Santa Cruz. 1998.