Rama de la química que estudia los cambias y la intención entra la energía

1. Electroquimíca

2. La Electroquímica es una rama de la química que estudia los cambios y
las interrelaciones entre energías y fenómenos, tanto químicos como
eléctricos, mediante métodos de conducción, y reacción.

3. Celsas electroquimícas
Las celdas electroquímicas se
pueden clasificar, en tres tipos
muy generales: celdas galvánicas
o voltaicas, celdas electrolíticas y
celdas de combustible.

4. ● Una celda electroquímica es un dispositivo experimental por el cual se
puede generar electricidad mediante una reacción química (celda Galvánica).
O por el contrario, se produce una reacción química al suministrar una
energía eléctrica al sistema (celda Electrolítica).
● Estos procesos electroquímicos son conocidos como “reacciones
electroquímicas” o “reacción redox” donde se produce una
transferencia de electrones de una sustancia a otra, son reacciones
de oxidación-reducción.

6. Celda Galvánica
Estará formada por dos piezas metálicas, y sus
correspondientes iones en solución; se puede pensar en el
acoplamiento de dos sistemas metal-ion metálico en solución,
a los cuales se les denomina (como en cualquier otro tipo de
celda), electrodos o medias celdas; así, mientras en uno se da
la reducción, en el otro se realiza la oxidación

7. Reacción Redox
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones
entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la
electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo
los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos
como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se
dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente
o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito
eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una
subdisciplina conocida como análisis potenciométrico

10. La celda electroquímica consta
de dos electrodos sumergidos
en una disolución de electrolito y
conectados por un conductor.
Por el conductor circulan
electrones y por la disolución
iones.

12. Electrones Iones Los electrodos pueden compartir o no un mismo electrolito. En
todo caso hay que asegurar el contacto para permitir la circulación de iones y por
tanto el transporte de carga.
● En el ánodo tiene lugar la oxidación
● En el cátodo tiene lugar la reducción

13. ➔ Reacción anódica Zn(s)= Zn 2+ (ac) + 2 e-
➔ Reacción Catódica Cu2+ (ac) + 2e- = Cu(s)
➔ Reacción total Zn (s) + Cu2+ (ac) = Zn2+ (ac)+ Cu (s)

14. Óxido-Reducción
Una reacción redox (o de oxidación-reducción) es un tipo de reacción química en
donde se transfieren electrones.
Hay una transferencia de electrones cuando hay un cambio en el número de
oxidación entre los reactivos y los productos.

15. Las reacciones redox están en todas partes. Tu cuerpo usa reacciones
redox para convertir la comida y el oxígeno en energía más agua y CO2
que después exhalamos. Las baterías en tus aparatos electrónicos
también dependen de reacciones redox ¿Se te ocurre otro ejemplo de
reacciones redox que esté sucediendo a tu alrededor?

16. Balanceo de ecuación:
Paso 1: escribir el número de oxidación de cada elemento siguiendo las reglas tratadas en este tema
para asignar el número de oxidación.
Paso 2: determinar cuáles elementos han sufrido variación en el número de oxidación.
Paso 3: determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.
Paso 4: igualar el número de electrones ganados y perdidos, lo cual se logra multiplicando la ecuación
Paso 5: sumar las dos ecuaciones parciales y simplificar el número de electrones perdidos y ganados
que debe ser igual:
Paso 6: llevar los coeficientes de cada especie química a la ecuación original: En algunos casos la
ecuación
queda balanceada, pero en otros, es necesario terminar el balanceo por tanteo para ello es necesario
multiplicar.

17. La capacidad que tienen los elementos para ganar o perder electrones se le
llama valencia, que en algunos elementos coincide con el grupo al que
pertenece. Las valencias pueden ser positivas y significa que el átomo cede o
pierde uno o más electrones al combinarse si es un metal, pero si es un no metal,
significa que tiene valencia negativa y gana o comparte electrones. Sin embargo,
tanto los elementos de grupos A como B llegan a tener más de una valencia.
Para estos casos es conveniente hablar de número de oxidación, determinado
por el compuesto donde se encuentra el elemento químico, que puede tomar un
valor positivo o negativo, según el otro elemento con que se combine. Es
importante seguir las siguientes reglas para asignar estos números.

18. 1. 1. Estado de oxidación de cualquier elemento libre o sin combinar es
cero.
2. 2. El estado de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está
formando hidruros (Metal+hidrógeno) en este caso es -1.
3. 3. El estado de oxidación del oxígeno será de -2, excepto cuando
forme peróxidos, en estos casos tendrá -1.
4. 4. En un compuesto iónico el metal tiene un número de oxidación
positivo
5. 5. En un compuesto covalente, el número de oxidación negativo es
para el átomo más electronegativo
6. 6. La suma total algebraica de los números de oxidación de todos los
átomos de un compuesto es cero.

19. Ganancia y pérdida de electrones
En una reacción de óxido-reducción, siempre habrá un elemento que
gane electrones, es decir, se reduce. Por supuesto habrá otro que
done o pierda esos electrones; lo cual significa que el elemento se
oxida. Estos elementos se conocen como par redox. Un aspecto
importante de estas reacciones es que la cantidad de electrones
que se pierden siempre es igual que el número de electrones que
se ganan

21. Galvanoplastia
Es el proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con
otro. El proceso se basa en el traslado de iones metálicos desde un
ánodo a un cátodo, donde se depositan, en un medio líquido acuoso,
compuesto fundamentalmente por sales metálicas y ligeramente
acidulado.
Los procesos de galvanoplastia se dividen en dos: electroformación de
láminas para moldes y revestimientos de protección o decoración. Para
el primer caso, los metales de más uso son el estaño y el cromo, y para el
segundo caso, el níquel, el cobre y la plata.
En la actualidad los usos de la galvanoplastia son variados: se aplica
para la industria automotriz, electrodomésticos, construcción, entre
otros.

22. ¿Qué es una batería?
Una batería eléctrica, también llamada pila o acumulador eléctrico, esta compuesto por
celdas electroquímicas capaces de convertir la energía química en su interior en energía
eléctrica. Las baterías generan corriente continua y, de esta manera, sirven para alimentar
distintos circuitos eléctricos, dependiendo de su tamaño y potencia.

23. El principio fundamental de una batería consiste en las reacciones de oxidación-
reducción (redox) de ciertas sustancias químicas, una de las cuales pierde
electrones (se oxida) mientras la otra gana electrones (se reduce), pudiendo
retornar a su configuración inicial dadas las condiciones necesarias: la aplicación
de electricidad (carga) o el cierre del circuito (descarga).

24. Las baterías contienen celdas químicas que presentan un polo positivo (ánodo) y otro
negativo (cátodo), así como electrolitos que permiten el flujo eléctrico hacia el exterior. Dichas
celdas convierten la energía química en eléctrica, mediante un proceso reversible o irreversible,
según el tipo de batería, que una vez completo, agota su capacidad para recibir energía. En eso
se distinguen dos tipos de celdas:
● Primarias. Aquellas que, una vez producida la reacción, no pueden volver a su estado
original, agotando así su capacidad de almacenar corriente eléctrica. También se les llaman
pilas no recargables.
● Secundarias. Aquellas que pueden recibir una aplicación de energía eléctrica para restaurar
su composición química original, y pueden ser empleadas numerosas veces antes de
agotarse del todo. También se les llaman pilas recargables.

25. Tipos de baterías
➔ Baterías alcalinas. Comúnmente desechables. Emplean hidróxido de potasio (KOH) como
electrolito.
➔ Baterías de ácido-plomo. Comunes en vehículos y motocicletas. Son pilas recargables que
cuando están cargadas poseen dos electrodos de plomo: un cátodo de dióxido de plomo
(PbO2)
➔ Baterías de iones de litio (Li-ION). Emplean como electrolito una sal de litio. Son las
baterías más empleadas en la electrónica de pequeño tamaño, como celulares y otros
artefactos portátiles, tienen pequeño tamaño y buen rendimiento, pero poseen una vida
máxima de tres años.
➔ Baterías de níquel. De muy bajo coste pero pésimo rendimiento, son algunas de las
primeras en manufacturarse en la historia

26. Impacto ambiental