(1) La electroquímica estudia la relación entre la energía eléctrica y la energía química. (2) Galvani y Volta realizaron experimentos clave sobre pilas eléctricas en el siglo XVIII. (3) Volta construyó la primera pila voltaica apilando discos alternados de cobre y cinc separados por cartón húmedo, generando así una corriente continua.
El documento trata sobre la electroquímica. Explica que (1) la electroquímica estudia la relación entre la energía eléctrica y la química, (2) las pilas producen electricidad a partir de reacciones químicas espontáneas mientras que la electrólisis usa electricidad para causar reacciones no espontáneas, y (3) Volta descubrió la pila voltaica al apilar discos alternados de cobre y cinc separados por cartón húmedo, produciendo la primera fuente de cor
La historia de la pila data de fines del siglo XVIII, cuando Galvani y Volta propusieron teorías opuestas sobre la electricidad. Volta demostró que al apilar discos metálicos alternados se podía generar una corriente continua, descubriendo así la pila voltaica. Más tarde, se estableció que tanto Galvani como Volta tenían razón parcialmente, ya que la electricidad puede provenir tanto de reacciones químicas como de tejidos biológicos.
El documento proporciona información sobre electroquímica. La electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Los procesos electroquímicos son reacciones redox donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o viceversa. Las celdas electroquímicas como la pila de Daniell generan energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea entre electrodos de zinc y cobre.
Este documento resume conceptos clave de electroquímica, incluyendo oxidación, reducción, estado de oxidación, método del ión electrón, tipos de reacciones redox, celdas galvánicas y electrolíticas, y la ecuación de Nernst. Define términos como agente oxidante, reductor, electrodos, y describe pilas como la de Daniell.
La electroquímica estudia los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Describe los procesos de oxidación y reducción, y explica que siempre que hay una oxidación también ocurre una reducción. Define conceptos clave como agentes oxidantes, reductores y estado de oxidación.
Este documento describe conceptos fundamentales de electroquímica. La electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química a través de reacciones redox. Las celdas electroquímicas convierten energía química en eléctrica o viceversa. Las celdas galvánicas generan corriente eléctrica espontáneamente a través de reacciones redox, mientras que las celdas electrolíticas usan corriente externa para causar reacciones no espontáneas. La pila de
TEMA_5_ELECTROQUIMICA_EN SUSTANCIAS ACUOSAS Y NO ACUOSAS.pdfgonzalocardona6
Este documento trata sobre electroquímica. Explica diferentes tipos de electrodos reversibles como electrodos metálicos, de amalgama, redox y de sales insolubles. También describe las células electroquímicas, incluyendo sus componentes y los tipos de células galvánicas y electrolíticas. Finalmente, analiza la pila Daniell como ejemplo de célula galvánica.
Este documento resume las reacciones redox (reacciones de transferencia de electrones), explicando conceptos como oxidación, reducción, estados de oxidación, oxidantes, reductores, pilas voltaicas y corrosión. Describe cuatro reacciones redox con diferentes metales y cómo se pueden usar para generar corriente eléctrica. También presenta tablas de potenciales de reducción y métodos para prevenir la corrosión como la protección catódica.
El documento trata sobre la electroquímica. Explica que (1) la electroquímica estudia la relación entre la energía eléctrica y la química, (2) las pilas producen electricidad a partir de reacciones químicas espontáneas mientras que la electrólisis usa electricidad para causar reacciones no espontáneas, y (3) Volta descubrió la pila voltaica al apilar discos alternados de cobre y cinc separados por cartón húmedo, produciendo la primera fuente de cor
La historia de la pila data de fines del siglo XVIII, cuando Galvani y Volta propusieron teorías opuestas sobre la electricidad. Volta demostró que al apilar discos metálicos alternados se podía generar una corriente continua, descubriendo así la pila voltaica. Más tarde, se estableció que tanto Galvani como Volta tenían razón parcialmente, ya que la electricidad puede provenir tanto de reacciones químicas como de tejidos biológicos.
El documento proporciona información sobre electroquímica. La electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Los procesos electroquímicos son reacciones redox donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o viceversa. Las celdas electroquímicas como la pila de Daniell generan energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea entre electrodos de zinc y cobre.
Este documento resume conceptos clave de electroquímica, incluyendo oxidación, reducción, estado de oxidación, método del ión electrón, tipos de reacciones redox, celdas galvánicas y electrolíticas, y la ecuación de Nernst. Define términos como agente oxidante, reductor, electrodos, y describe pilas como la de Daniell.
La electroquímica estudia los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Describe los procesos de oxidación y reducción, y explica que siempre que hay una oxidación también ocurre una reducción. Define conceptos clave como agentes oxidantes, reductores y estado de oxidación.
Este documento describe conceptos fundamentales de electroquímica. La electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química a través de reacciones redox. Las celdas electroquímicas convierten energía química en eléctrica o viceversa. Las celdas galvánicas generan corriente eléctrica espontáneamente a través de reacciones redox, mientras que las celdas electrolíticas usan corriente externa para causar reacciones no espontáneas. La pila de
TEMA_5_ELECTROQUIMICA_EN SUSTANCIAS ACUOSAS Y NO ACUOSAS.pdfgonzalocardona6
Este documento trata sobre electroquímica. Explica diferentes tipos de electrodos reversibles como electrodos metálicos, de amalgama, redox y de sales insolubles. También describe las células electroquímicas, incluyendo sus componentes y los tipos de células galvánicas y electrolíticas. Finalmente, analiza la pila Daniell como ejemplo de célula galvánica.
Este documento resume las reacciones redox (reacciones de transferencia de electrones), explicando conceptos como oxidación, reducción, estados de oxidación, oxidantes, reductores, pilas voltaicas y corrosión. Describe cuatro reacciones redox con diferentes metales y cómo se pueden usar para generar corriente eléctrica. También presenta tablas de potenciales de reducción y métodos para prevenir la corrosión como la protección catódica.
Este documento describe los principios fundamentales de las celdas galvánicas o pilas voltaicas. Explica que estas celdas generan energía eléctrica a partir de una reacción química espontánea entre dos electrodos, mientras que las celdas electrolíticas utilizan energía eléctrica para promover una reacción química. También define conceptos clave como electrodos, reacciones de oxidación-reducción, y diferencia de potencial, y proporciona ejemplos históricos y comerciales de celdas
1) El documento habla sobre reacciones redox, que son reacciones de transferencia de electrones. 2) Explica conceptos como potencial redox, estados de oxidación y números de oxidación para estudiar estas reacciones. 3) Menciona que las reacciones redox son importantes en diversos ámbitos como la producción de energía y procesos naturales.
El documento trata sobre electroquímica. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química mediante reacciones redox. Describe los procesos electroquímicos como electrolíticos y galvánicos. Define los componentes de una celda electrolítica como el electrolito, electrodos y fuente de corriente. Presenta ejemplos de electrólisis como la del cloruro de sodio fundido y agua acidulada.
El documento describe diferentes tipos de baterías y celdas electroquímicas, incluyendo cómo funcionan y las reacciones químicas involucradas. También explica conceptos como electrólisis, leyes de Faraday, y aplicaciones industriales de la electrólisis como la producción de aluminio, magnesio y cloro.
Este documento trata sobre electroquímica y pilas galvánicas. Explica que las pilas galvánicas permiten generar una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea, separando las semirreacciones redox y obligando a los electrones a pasar por un circuito externo. Describe el funcionamiento de una pila de Daniell, utilizando el proceso redox entre el zinc y el sulfato de cobre (II). Finalmente, introduce conceptos como el electrodo estándar de hidrógeno y el potencial está
La electroquímica estudia la interconversión de energía eléctrica y química en células electroquímicas como las voltaicas que generan electricidad a partir de reacciones espontáneas o las electrolíticas que usan electricidad para llevar a cabo reacciones no espontáneas. Las reacciones redox involucradas consisten en semirreacciones de oxidación y reducción en los electrodos. Ejemplos comunes de células electroquímicas son las pilas secas, las baterías de plomo-á
Este documento trata sobre electroquímica. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Describe conceptos clave como iones, números de oxidación, reacciones redox y tipos de celdas electroquímicas. Finalmente, explica cómo se representan y clasifican las celdas electroquímicas, incluyendo la notación de celdas galvánicas y el uso de tablas de potenciales estándar de reducción.
Dados:
Eo = 1.1 V (potencial estándar de la celda)
n = 2 (número de electrones transferidos)
R = 8.314 J/mol·K
T = 298 K (25°C)
F = 96500 C/mol
[Cu2+] = 5.0 mol/L
[Zn2+] = 0.050 mol/L
Q = [Cu2+][Zn2+]/[Cu][Zn]2 = (5.0 mol/L)(0.050 mol/L)/1·1 = 0.25
E = Eo + (RT/nF) lnQ
E =
Este documento trata sobre electroquímica y procesos redox. Explica conceptos como números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, y cómo ocurren las reacciones redox. También describe celdas galvánicas y electrolíticas, incluyendo sus componentes como electrodos, puente salino y reacciones. Finalmente, cubre temas como potenciales estándares de electrodos y cálculo de fuerza electromotriz.
Este documento trata sobre la electroquímica y procesos redox. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Describe procesos como la oxidación, reducción y pilas electroquímicas, donde una reacción redox espontánea produce electricidad. También cómo la electricidad puede usarse para causar reacciones químicas no espontáneas.
Fundamento teórico electrólisis y rédoxLucía Mendoza
El documento explica cómo la fenolftaleína se usa para detectar cambios de pH al identificar reacciones químicas mediante cambios de color. Define oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores, y describe dos tipos de reacciones redox: espontáneas como las pilas voltaicas y no espontáneas como la electrólisis. Finalmente, introduce la ecuación de Nernst para calcular potenciales de electrodo bajo diferentes concentraciones.
El documento proporciona información sobre reacciones de transferencia de electrones, incluyendo pilas electroquímicas, potenciales de electrodo, espontaneidad de reacciones redox y electrólisis. Explica que las pilas generan una corriente eléctrica a través de una reacción redox espontánea entre dos electrodos, y que la fuerza electromotriz depende de la diferencia de potencial entre ellos. También describe las leyes de Faraday que rigen la electrólisis, y cómo se puede usar para obtener u oxidar sustancias.
El documento habla sobre las reacciones de transferencia de electrones, incluyendo pilas electroquímicas, potenciales de electrodo, espontaneidad de reacciones redox y electrólisis. Explica que las pilas generan una corriente eléctrica a través de una reacción redox espontánea entre dos electrodos, y que la fuerza electromotriz depende de la diferencia de potencial entre ellos. También describe cómo la electrólisis usa una corriente externa para inducir reacciones redox no espontáneas en una cub
Tema 11 - Reacciones de transferencia de electrones (II)José Miranda
Este documento resume diferentes tipos de pilas electroquímicas y electrólisis. Describe pilas como la pila Daniell, pilas comerciales como las pilas salinas, alcalinas y de mercurio, y acumuladores. Explica las leyes de Faraday y cómo se aplica la electrólisis para la obtención y purificación de metales. También resume métodos para prevenir la corrosión de metales como recubrimientos y protección catódica.
Este documento resume diferentes tipos de pilas electroquímicas y electrólisis. Explica cómo funcionan las pilas galvánicas y da ejemplos como la pila Daniell. También describe pilas comerciales como las pilas salinas, alcalinas y de mercurio. Además, cubre conceptos como los potenciales de electrodo, las leyes de Faraday en electrólisis y métodos para prevenir la corrosión de metales.
El documento define la electroquímica como la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y química. Explica que en las celdas galvánicas se obtiene energía eléctrica de una reacción química espontánea, mientras que en las celdas electrolíticas se usa energía eléctrica para causar una reacción no espontánea. También describe los conceptos básicos de oxidación, reducción y potencial de electrodo estándar, y cómo se usan para calc
El documento define la electroquímica como la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y química. Explica que en las celdas galvánicas se obtiene energía eléctrica de una reacción química espontánea, mientras que en las celdas electrolíticas se usa energía eléctrica para causar una reacción no espontánea. También describe los conceptos básicos de oxidación, reducción y potencial de electrodo estándar, y cómo se usan para calc
Este documento trata sobre reacciones redox espontáneas. Explica conceptos como célula galvánica, pilas, electrodos y su tipología. Describe la notación simplificada de las pilas y el potencial estándar del electrodo. Finalmente, analiza la predicción de reacciones redox y la corriente eléctrica en procesos de electrolisis.
La electrólisis es el proceso de separar los elementos de un compuesto mediante la aplicación de una corriente eléctrica. Durante este proceso, los iones se mueven hacia el electrodo opuesto y se producen nuevas sustancias en cada electrodo a través de reacciones de oxidación-reducción. La cantidad de material producido en cada electrodo sigue las Leyes de Faraday descubiertas por Michael Faraday, las cuales establecen una relación cuantitativa entre la masa de sustancia producida y la cantidad de electricidad transferida.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones redox, incluyendo la oxidación y reducción desde perspectivas clásica y electrónica, números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, pares redox, métodos para ajustar reacciones redox, electroquímica, pilas galvánicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis, leyes de Faraday, corrosión y especies redox comunes.
Este documento describe los principios fundamentales de las celdas galvánicas o pilas voltaicas. Explica que estas celdas generan energía eléctrica a partir de una reacción química espontánea entre dos electrodos, mientras que las celdas electrolíticas utilizan energía eléctrica para promover una reacción química. También define conceptos clave como electrodos, reacciones de oxidación-reducción, y diferencia de potencial, y proporciona ejemplos históricos y comerciales de celdas
1) El documento habla sobre reacciones redox, que son reacciones de transferencia de electrones. 2) Explica conceptos como potencial redox, estados de oxidación y números de oxidación para estudiar estas reacciones. 3) Menciona que las reacciones redox son importantes en diversos ámbitos como la producción de energía y procesos naturales.
El documento trata sobre electroquímica. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química mediante reacciones redox. Describe los procesos electroquímicos como electrolíticos y galvánicos. Define los componentes de una celda electrolítica como el electrolito, electrodos y fuente de corriente. Presenta ejemplos de electrólisis como la del cloruro de sodio fundido y agua acidulada.
El documento describe diferentes tipos de baterías y celdas electroquímicas, incluyendo cómo funcionan y las reacciones químicas involucradas. También explica conceptos como electrólisis, leyes de Faraday, y aplicaciones industriales de la electrólisis como la producción de aluminio, magnesio y cloro.
Este documento trata sobre electroquímica y pilas galvánicas. Explica que las pilas galvánicas permiten generar una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea, separando las semirreacciones redox y obligando a los electrones a pasar por un circuito externo. Describe el funcionamiento de una pila de Daniell, utilizando el proceso redox entre el zinc y el sulfato de cobre (II). Finalmente, introduce conceptos como el electrodo estándar de hidrógeno y el potencial está
La electroquímica estudia la interconversión de energía eléctrica y química en células electroquímicas como las voltaicas que generan electricidad a partir de reacciones espontáneas o las electrolíticas que usan electricidad para llevar a cabo reacciones no espontáneas. Las reacciones redox involucradas consisten en semirreacciones de oxidación y reducción en los electrodos. Ejemplos comunes de células electroquímicas son las pilas secas, las baterías de plomo-á
Este documento trata sobre electroquímica. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Describe conceptos clave como iones, números de oxidación, reacciones redox y tipos de celdas electroquímicas. Finalmente, explica cómo se representan y clasifican las celdas electroquímicas, incluyendo la notación de celdas galvánicas y el uso de tablas de potenciales estándar de reducción.
Dados:
Eo = 1.1 V (potencial estándar de la celda)
n = 2 (número de electrones transferidos)
R = 8.314 J/mol·K
T = 298 K (25°C)
F = 96500 C/mol
[Cu2+] = 5.0 mol/L
[Zn2+] = 0.050 mol/L
Q = [Cu2+][Zn2+]/[Cu][Zn]2 = (5.0 mol/L)(0.050 mol/L)/1·1 = 0.25
E = Eo + (RT/nF) lnQ
E =
Este documento trata sobre electroquímica y procesos redox. Explica conceptos como números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, y cómo ocurren las reacciones redox. También describe celdas galvánicas y electrolíticas, incluyendo sus componentes como electrodos, puente salino y reacciones. Finalmente, cubre temas como potenciales estándares de electrodos y cálculo de fuerza electromotriz.
Este documento trata sobre la electroquímica y procesos redox. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química. Describe procesos como la oxidación, reducción y pilas electroquímicas, donde una reacción redox espontánea produce electricidad. También cómo la electricidad puede usarse para causar reacciones químicas no espontáneas.
Fundamento teórico electrólisis y rédoxLucía Mendoza
El documento explica cómo la fenolftaleína se usa para detectar cambios de pH al identificar reacciones químicas mediante cambios de color. Define oxidación, reducción, agentes oxidantes y reductores, y describe dos tipos de reacciones redox: espontáneas como las pilas voltaicas y no espontáneas como la electrólisis. Finalmente, introduce la ecuación de Nernst para calcular potenciales de electrodo bajo diferentes concentraciones.
El documento proporciona información sobre reacciones de transferencia de electrones, incluyendo pilas electroquímicas, potenciales de electrodo, espontaneidad de reacciones redox y electrólisis. Explica que las pilas generan una corriente eléctrica a través de una reacción redox espontánea entre dos electrodos, y que la fuerza electromotriz depende de la diferencia de potencial entre ellos. También describe las leyes de Faraday que rigen la electrólisis, y cómo se puede usar para obtener u oxidar sustancias.
El documento habla sobre las reacciones de transferencia de electrones, incluyendo pilas electroquímicas, potenciales de electrodo, espontaneidad de reacciones redox y electrólisis. Explica que las pilas generan una corriente eléctrica a través de una reacción redox espontánea entre dos electrodos, y que la fuerza electromotriz depende de la diferencia de potencial entre ellos. También describe cómo la electrólisis usa una corriente externa para inducir reacciones redox no espontáneas en una cub
Tema 11 - Reacciones de transferencia de electrones (II)José Miranda
Este documento resume diferentes tipos de pilas electroquímicas y electrólisis. Describe pilas como la pila Daniell, pilas comerciales como las pilas salinas, alcalinas y de mercurio, y acumuladores. Explica las leyes de Faraday y cómo se aplica la electrólisis para la obtención y purificación de metales. También resume métodos para prevenir la corrosión de metales como recubrimientos y protección catódica.
Este documento resume diferentes tipos de pilas electroquímicas y electrólisis. Explica cómo funcionan las pilas galvánicas y da ejemplos como la pila Daniell. También describe pilas comerciales como las pilas salinas, alcalinas y de mercurio. Además, cubre conceptos como los potenciales de electrodo, las leyes de Faraday en electrólisis y métodos para prevenir la corrosión de metales.
El documento define la electroquímica como la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y química. Explica que en las celdas galvánicas se obtiene energía eléctrica de una reacción química espontánea, mientras que en las celdas electrolíticas se usa energía eléctrica para causar una reacción no espontánea. También describe los conceptos básicos de oxidación, reducción y potencial de electrodo estándar, y cómo se usan para calc
El documento define la electroquímica como la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y química. Explica que en las celdas galvánicas se obtiene energía eléctrica de una reacción química espontánea, mientras que en las celdas electrolíticas se usa energía eléctrica para causar una reacción no espontánea. También describe los conceptos básicos de oxidación, reducción y potencial de electrodo estándar, y cómo se usan para calc
Este documento trata sobre reacciones redox espontáneas. Explica conceptos como célula galvánica, pilas, electrodos y su tipología. Describe la notación simplificada de las pilas y el potencial estándar del electrodo. Finalmente, analiza la predicción de reacciones redox y la corriente eléctrica en procesos de electrolisis.
La electrólisis es el proceso de separar los elementos de un compuesto mediante la aplicación de una corriente eléctrica. Durante este proceso, los iones se mueven hacia el electrodo opuesto y se producen nuevas sustancias en cada electrodo a través de reacciones de oxidación-reducción. La cantidad de material producido en cada electrodo sigue las Leyes de Faraday descubiertas por Michael Faraday, las cuales establecen una relación cuantitativa entre la masa de sustancia producida y la cantidad de electricidad transferida.
Este documento resume conceptos clave sobre reacciones redox, incluyendo la oxidación y reducción desde perspectivas clásica y electrónica, números de oxidación, agentes oxidantes y reductores, pares redox, métodos para ajustar reacciones redox, electroquímica, pilas galvánicas, potenciales de reducción estándar, electrólisis, leyes de Faraday, corrosión y especies redox comunes.
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especializada que presta servicios al
sector minero en estudios geotécnicos,
geoquímicos, hidrotécnicos y de
asesoramiento ambiental, reconocida por
su trayectoria, calidad y ética profesional.
Presentación Aislante térmico.pdf Transferencia de calorGerardoBracho3
Las aletas de transferencia de calor, también conocidas como superficies extendidas, son prolongaciones metálicas que se adhieren a una superficie sólida para aumentar su área superficial y, en consecuencia, mejorar la tasa de transferencia de calor entre la superficie y el fluido circundante.
3. Rama de la química que estudia la relación entre
la energía eléctrica y la energía química.
Si la reacción química es capaz de
producir electricidad se habla de
una pila electroquímica
Si en cambio es necesario aplicar
electricidad para
producir una reacción química
se trata de electrólisis
4. Luigi Galvani
(1737-1798)
a
Alessandro Giuseppe
Antonio Anastasio Volt
(1745-1827)
La historia de la pila data de fines del siglo XVIII, cuando dos científicos
italianos, Luigi Galvani (1737-1798) y Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio
Volta (1745-1827) plantearon posturas disimiles:
5. Galvani, mientras estaba anatomizando una rana notó que la pata de la
misma temblaba a pesar de no estar viva. Tras varias pruebas, expuso la
teoría que la electricidad provenía de la rana y la denominó electricidad
animal.
Volta, en cambio demostró que el temblor muscular no podía
producirse a menos que se utilizaran dos metales diferentes al
tocarla. Sostenía que no era la pata de la rana sino los metales
distintos los que causaban el temblor, y llamó a la energía
electricidad de contacto.
6. Apiló cierto número de discos de cobre y
de cinc comenzando por cualquiera de los
metales alternados, intercalando discos de
cartón empapados en una disolución de
agua salada. Así formó una columna o
“pila”. Al conectar unas tiras metálicas a
ambos extremos consiguió obtener
chispas.
Su descubrimiento fue
espectacular.
Reproducirlo
sencillo
científico
Volta produjo
resultaba
para cualquier
del mundo.
una gran
cantidad de energía, no sólo la
para provocar el
en la pata de una
necesaria
temblor
rana.
Volta utilizó metales diferentes en un líquido
y llevó a cabo un descubrimiento que abrió
una nueva rama de la química.
Había descubierto la corriente continua.
7. Volta presenta a la Royal Society of London
un documento con título “Sobre la
electricidad excitada por simple contacto de
sustancias conductoras de diferentes tipos”.
La controversia Galvani- Volta concluye
con la victoria de Volta. Galvani ha caído en
el desprestigio y su carrera se ha truncado.
Hoy sabemos que existe una corriente
continua que proviene de las células del
individuo.
Por ejemplo, el electrocardiograma y el
electroencefalograma son mediciones de la
electricidad producida por las células del
corazón y del cerebro.
Galvani no estaba tan equivocado, después
de todo.
maykaconsejos.es
8. • Los procesos electroquímicos son reacciones de óxido-
reducción (redox), en las cuales, la energía liberada por una reacción
espontánea se convierte en electricidad o viceversa: la energía
eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no
espontánea.
• Reacciones redox: son aquellas en las cuales una o más de las
sustancias intervinientes modifica su estado de oxidación.
• En la mayoría de las aplicaciones, el sistema reaccionante está
contenido en una celda electroquímica.
es.wikipedia.org
9. Oxidación media reacción (pierde e-)
Reducción media reacción (gana e-)
Los procesos electroquímicos son las reacciones de
oxidación-reducción en que:
la energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad o
la energía eléctrica se usa para causar una reacción
no espontánea
0 0
2Mg (s) + O2 (g)
2+ 2-
⇄ 2MgO (s)
2Mg ⇄ 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- ⇄ 2O2-
2Mg (s) + O2 (g) ⇄ 2MgO (s)
10. La carga del átomo que tendría en una molécula (o un
compuesto iónico) si los electrones fueran completamente
transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de
oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga
en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –2. En H2O2 y
O2
2- este es –1.
11. 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está
enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su
número de la oxidación es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una
molécula o ion es igual a la carga en la molécula o ion.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre
es –1.
3
HCO -
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Los números de oxidación de
3
todos los elementos en HCO - ?
12. Dibujamos la estructura de Lewis. Asumimos que los
electrones de enlace pertenecen exclusivamente al átomo
más electronegativo.
E.O.= número de electrones de valencia del átomo menos
los que posee el átomo en la molécula.
+1
13. • Reacciones espontáneas
Pilas galvánicas o voltáicas: se utiliza la energía
liberada en una reacción química espontánea
para generar electricidad.
• Reacciones no espontáneas
Electrólisis: se utiliza energía eléctrica para
generar una reacción química no espontánea.
14. MnO4 + Fe
- +2
Zno + H+
Cu + Ag+
Zno + Cu+2
Zn+2 + Cu+2
Cual será la fuerza
que impulsa la
reacción en cierta
dirección?
En estas reacciones se produce transferencia de electrones
Zno Zn+2 + 2 e- OXIDACION
Cu+2 + 2e- Cuo REDUCCION
16. Se vuelve negativo
cuando llegan los
electrones
Se vuelve positivo cuando
salen los electrones
Flujo de electrones
Los iones
deben fluir
El flujo de iones mantiene la
electroneutralidad
Puente salino
El puente salino contiene un electrolito
fuerte concentrado
placa porosa
Placa porosa que permite el flujo de iones
Hace la función de un puente salino
17. La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s) ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) Cu (s)
Ánodo se lleva a cabo la oxidación:
Zn ⇄ Zn2+ + 2 e –.
Cátodo se lleva a cabo la reducción:
Cu2+ + 2 e – ⇄ Cu.
Puente salino
Cobre
(cátodo)
Zinc
(ánodo)
27. • En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren
directamente desde el Zn al Cu2+.
• Si se pudieran separar físicamente el oxidante del
reductor, se podría forzar el paso de e- por un conductor.
• De esta forma se generaría una corriente eléctrica. (se
está realizando Trabajo Eléctrico
28. Cu
Zn
CuSO4
ZnSO4
Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una
membrana que permite el pasaje de iones. (Puente salino)
28
29. • En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se
denomina cátodo.
• En el electrodo de zinc se produce una oxidación. Se
denomina ánodo.
• Se llama fuerza electromotriz o fem a la diferencia
de potencial entre los electrodos de una celda.
30. Puente salino
Cobre
(cátodo)
Zinc
(ánodo)
Cu | Cu2+ (aq, 1 M) | NaSO4 (sat) | Zn2+ | Zn
Para esquematizar una pila se
comienza por el ánodo y se va
indicando todas las especies
químicas presentes, marcando
con barras las interfases.
34. Esquema para la separacion del agente oxidante y del agente
reductor en una reacción redox
Agente oxidante
(aceptor de electrones)
Agente reductor
(donor de electrones)
alambre
35. • Arrehenius publica en 1887 su teoría de
disociación iónica o teoría de disociación electrolítica
– Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se disocian en
cationes y aniones.
Definió además:
• ÁCIDO: sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.
• BASE: sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.
Disociación: una disociación es la separación de los iones de una
sustancia con enlace iónico cuando se encuentra en solución acuosa.
blog.educastur.es
36. Las disoluciones de electrólitos contienen iones.
Los electrólitos se separan o disocian en iones cuando se
colocan en agua.
Los iones son responsables de la conducción de la
corriente eléctrica (flujo de electrones) a través de una
disolución electrolítica.
La conductividad de una disolución electrolítica depende
del grado de concentración de los iones del electrólito que
hay en dicha disolución.
Las disoluciones de electrólitos son malas conductoras de
corriente eléctrica, comparadas con los conductores
metálicos (sólidos) como oro (Au), plata (Ag) y cobre (Cu).
37. En 1833 Michael Faraday formuló las leyes de la electrólisis, que llevan su
nombre
PRIMERA LEY. La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido
durante una reacción en un electrodo es proporcional a la cantidad de
carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito.
Esta primera ley permite calcular, la cantidad de electricidad (en
coulombios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una
sustancia
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulombio (C)
y se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto
determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente
durante un segundo.
38. SE GENERA UNA DIFERENCIA
DE POTENCIAL ENTRE LA
SOLUCION Y EL METAL QUE
DEPENDE DE LA TENDENCIA
DEL METAL A REDUCIRSE
E = sol
Este potencial no se puede
medir experimentalmente en
forma aislada
39. PILA DE DANIELL
Consta de dos semiceldas.
Una con un electrodo de Cu en una
disolución de CuSO4
Otra con un electrodo de Zn
en una disolución de ZnSO4.
Están unidas por un puente salino
que evita que se acumulen cargas
del mismo signo en cada semicelda.
Entre los dos electrodos se genera
una diferencia de potencial que se
puede medir con un voltímetro.
43. La pila seca más común se llama pila Leclanché. El
ánodo es la cubierta exterior de cinc que está en
contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un
electrolito. El electrolito contiene cloruro de
amonio (NH4Cl) y cloruro de cinc (ZnCl2 ) disueltos
en agua a la cual se le agrega almidón para que la
solución adquiera consistencia pastosa y no se
escurra. El cátodo es una barra de grafito que está
inmersa en la solución de electrolito en el centro de
la pila.
45. Actualmente existen dos tipos de baterías
recargables que dominan el mercado: las
baterías de plomo y las de níquel- cadmio.
Las baterías de plomo son las que se utilizan
en automóviles pero sólo destinadas a cubrir
las necesidades de arranque, iluminación e
ignición (no tienen suficiente energía para
mover el coche).
Las baterías de níquel-cadmio a falta de
mejores baterías, se emplean en artículos de
electrónica de consumo como videocámaras y
ordenadores o teléfonos móviles.
46. A diferencia de las baterías anteriores, la batería de litio tiene un
conductor sólido en lugar de una solución de electrolito como conexión
entre los electrodos. El ánodo es de litio metálico y el cátodo es de
sulfuro de titanio (TiS2). El electrolito sólido es un polímero orgánico
que permite el paso de los iones pero no de los electrones. Las
reacciones que ocurren son:
Cuando la batería funciona, los
iones Li+ migran del ánodo al
cátodo a través del electrolito
sólido, mientras que los electrones
circulan externamente del ánodo
hacia el cátodo para completar el
ciruito. El voltaje que puede
alcanzar esta batería es de 3V y se
puede recargar lo mismo que el
acumulador de plomo.
47. Hasta fines de la década del 1980 estuvo muy
extendido el uso de la batería de mercurio. Hoy
en día se ha dejado de utilizar debido a los
efectos contaminantes del mercurio sobre el
medio ambiente. El ánodo de esta batería es
una amalgama de cinc depositada en el fondo
de un cilindro de acero inoxidable. La
amalgama está en contacto con una solución
fuertemente alcalina (KOH) que contiene
disueltos óxido de cinc (ZnO) y óxido de
mercurio (II) (HgO). El cátodo es de acero
inoxidable.