OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
Explicar los principios electroquímicos fundamentales, incluyendo la oxidación-reducción, el funcionamiento de las celdas electroquímicas y su aplicación en baterías y procesos industriales, para comprender su importancia en la transformación y almacenamiento de energía.
CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Se detallará de manera corta cada tema de estudio
- Conductividad eléctrica
- Reacciones Redox
- Agente oxidante yreductor
- Balanceo de reacciones Redox
Video Educativo
EXPLICACIÓN DE LOS CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Exposición magistral de cada tema de estudio
- Conductividad eléctrica
- Reacciones Redox
- Agente oxidante yreductor
- Balanceo de reacciones Redox
Conductividad eléctrica
La conductividad eléctrica es la capacidad de una sustancia para conducir electricidad. En soluciones acuosas, depende de la presencia de iones libres que se mueven bajo la influencia de un campo eléctrico.
Factores que afectan la conductividad:
- Concentración de iones: Mayor concentración, mayor conductividad.
- Naturaleza del soluto: Electrolitos fuertes (completamente ionizados) como sales, ácidos fuertes, y bases fuertes conducen mejor que electrolitos débiles.
- Temperatura: A mayor temperatura, aumenta la movilidad de los iones, incrementando la conductividad.
Reacciones Redox
Las reacciones Redox (reducción-oxidación) son procesos químicos donde ocurre transferencia de electrones entre sustancias.
- Oxidación: Es el proceso mediante el cual una sustancia pierde electrones, incrementando su estado de oxidación.
- Reducción: Es el proceso opuesto, donde una sustancia gana electrones, disminuyendo su estado de oxidación.
Estas reacciones son esenciales en numerosos procesos naturales e industriales, como la producción de energía en celdas electroquímicas, la fotosíntesis, y la combustión.
- Ejemplo:
- Oxidación: Zn→Zn2++2e−
- Reducción: Cu2++2e−→Cu
Estas reacciones son fundamentales en procesos como la corrosión, la respiración celular, y en baterías.
Agente Oxidante y Reductor
En una reacción Redox, se distinguen dos roles importantes:
- Agente Oxidante: Es la sustancia que acepta electrones (se reduce) y, al hacerlo, provoca la oxidación de otra sustancia. Típicamente, los agentes oxidantes son sustancias como el oxígeno, el peróxido de hidrógeno y el permanganato de potasio.
- Agente Reductor: Es la sustancia que dona electrones (se oxida) y facilita la reducción de otra sustancia. Ejemplos comunes incluyen el hidrógeno, el zinc, y el monóxido de carbono.
Ejemplo: En la reacción Zn+CuSO4→ZnSO4+Cu
- El zinc Zn actúa como agente reductor, ya que se oxida a Zn2+
- El ion Cu2+ actúa como agente oxidante, ya que se reduce a cobre metálico Cu.
Balanceo de Reacciones Redox
- El balanceo de reacciones Redox es crucial para asegurar la conservación de la masa y la carga eléctrica. Se emplean diferentes métodos, siendo los más comunes el método del ion-electrón (semirreacciones) y el método del cambio de número de oxidación.
- Método del Ion-Electrón (Método de semirreacciones):
- Paso 1: Dividir la ecuación en dos semirreacciones (oxidación y reducción).
- Paso 2: Balancear los átomos de cada semirreacción, excepto H y O.
- Paso 3: Balancear el oxígeno añadiendo moléculas de H2O
- Paso 4: Balancear el hidrógeno añadiendo iones H+(para medio ácido) o OH− (para medio básico).
- Paso 5: Balancear las cargas eléctricas añadiendo electrones.
- Paso 6: Igualar el número de electrones en ambas semirreacciones multiplicando por factores adecuados.
- Paso 7: Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación global balanceada.
- Ejemplo (en medio ácido):
- Reacción sin balancear: MnO4−+Fe2+→Mn2++Fe3+
- Oxidación: Fe2+→Fe3++e−
- Reducción: MnO4−+8H++5e−→Mn2++4H2O
- Reacción balanceada: MnO4−+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O
Este proceso asegura que tanto los electrones como los átomos están correctamente balanceados en ambos lados de la ecuación.
PONER EN PRÁCTICA EL APRENDIZAJE
Realiza el siguiente juego, para recordar y repasar lo aprendido acerca de:
- Conductividad eléctrica
- Reacciones Redox
- Agente oxidante yreductor
- Balanceo de reacciones Redox
Juego Educativo
MEDIR LA EFECTIVIDAD DEL PROCESO Y HACER MEJORAS:
Resuelve el siguiente taller educativo acerda de:
- Conductividad eléctrica
- Reacciones Redox
- Agente oxidante yreductor
- Balanceo de reacciones Redox
Taller educativo : Principios Electroquímicos
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
Explicar el funcionamiento y los principios de las celdas electroquímicas, identificando sus componentes y reacciones, para comprender su papel en la conversión de energía química en energía eléctrica.
Celdas Electroquímicas
CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Se detallará de manera corta cada tema de estudio
- Celdas galvánicas
- Potencial estándar de reducción
- Espontaneidad de las reacciones redox
- FEMde la celda galvánica
Video Educativo
EXPLICACIÓN DE LOS CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Exposición magistral de cada tema de estudio
- Celdas galvánicas
- Potencial estándar de reducción
- Espontaneidad de las reacciones redox
- FEMde la celda galvánica
Celdas Galvánicas: Definición, Componentes y Notación Convencional
Una celda galvánica (o celda voltaica) es un dispositivo electroquímico que convierte la energía química de una reacción Redox espontánea en energía eléctrica. Es el fundamento de las baterías y pilas.
Componentes:
- Ánodo: Electrodo donde ocurre la oxidación. Es el polo negativo.
- Cátodo: Electrodo donde ocurre la reducción. Es el polo positivo.
- Puente salino: Dispositivo que permite el flujo de iones para mantener la neutralidad eléctrica en ambas soluciones, evitando la mezcla directa de las soluciones.
- Electrolitos: Soluciones que contienen los iones necesarios para la reacción Redox.
- Circuito externo: Permite el flujo de electrones desde el ánodo hacia el cátodo a través de un conductor.
Notación Convencional:
La notación de celda galvánica se representa como: Ánodo (oxidación)∣Electrolito del ánodo∥Electrolito del cátodo∣Cátodo (reducción)
Por ejemplo, para una celda de zinc-cobre: Zn (s)∣Zn2+(aq)∥Cu2+(aq)∣Cu (s)
Potencial Estándar de Reducción
El potencial estándar de reducción (E∘) es la tendencia de una especie química a ganar electrones (reducirse) en condiciones estándar (1 M de concentración, 1 atm de presión, y 25°C). Se mide en voltios (V) y se refiere a un electrodo estándar de hidrógeno (E∘=0).
- Tablas de Potenciales: Las tablas de potenciales estándar de reducción proporcionan valores que indican la fuerza relativa de los agentes oxidantes. Un valor más positivo indica una mayor tendencia a reducirse.
Espontaneidad de las Reacciones Redox
La espontaneidad de una reacción Redox puede determinarse utilizando el potencial estándar de celda (E°celda):
- Si E° celda>0, la reacción es espontánea.
- Si E° celda<0, la reacción no es espontánea.
La relación entre E° celda y la energía libre de Gibbs (ΔG°) se expresa como: ΔG∘=−nF E°celda Donde:
- n es el número de moles de electrones transferidos.
- Fes la constante de Faraday (96,485 C/moll).
Una reacción Redox es espontánea cuando ΔG∘<0.
FEM de la Celda Galvánica
La Fuerza Electromotriz (FEM) de una celda galvánica es la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo. Se calcula utilizando los potenciales estándar de reducción:
E°celda=E°cátodo−E° ánodo
Ejemplo: Para una celda de zinc-cobre:
- E° Cu2+/Cu∘=+0.34 V
- E° Zn2+/Zn∘=−0.76 V
Ecelda∘=0.34 V−(−0.76 V)=1.10 V
Esta FEM positiva indica que la reacción es espontánea.
PONER EN PRÁCTICA EL APRENDIZAJE
Realiza el siguiente juego, para recordar y repasar lo aprendido acerca de:
- Celdas galvánicas
- Potencial estándar de reducción
- Espontaneidad de las reacciones redox
- FEMde la celda galvánica
Juego online
MEDIR LA EFECTIVIDAD DEL PROCESO Y HACER MEJORAS:
Resuelve el siguiente taller educativo acerda de:
- Celdas galvánicas
- Potencial estándar de reducción
- Espontaneidad de las reacciones redox
- FEMde la celda galvánica
Taller educativo Celdas Electroquímicas
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
Describir el funcionamiento de las celdas voltaicas, identificando sus componentes y las reacciones de oxidación-reducción involucradas, para comprender cómo generan energía eléctrica a partir de reacciones químicas espontáneas.
Celdas Voltaicas
CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Se detallará de manera corta cada tema de estudio
- Celdas Voltaicas comerciales
- Baterías
- Celdas de combustible .
- Celdas NCM,LFP,LMFP
- pHmetro
- Corrosión
Video Educativo
EXPLICACIÓN DE LOS CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Exposición magistral de cada tema de estudio
- Celdas Voltaicas comerciales
- Baterías
- Celdas de combustible .
- Celdas NCM,LFP,LMFP
- pHmetro
- Corrosión
Celdas Voltaicas Comerciales
Las celdas voltaicas comerciales son dispositivos electroquímicos que convierten energía química en energía eléctrica mediante reacciones Redox espontáneas.
- Ejemplos:
- Pila seca de zinc-carbón: Utiliza un ánodo de zinc y un cátodo de dióxido de manganeso.
- Pilas alcalinas: Similares a las de zinc-carbón, pero con un electrolito alcalino (generalmente hidróxido de potasio), que mejora la eficiencia y la duración.
- Baterías de mercurio: Utilizadas en dispositivos electrónicos pequeños; aunque menos comunes hoy debido a preocupaciones ambientales.
Baterías
Las baterías son conjuntos de celdas voltaicas conectadas en serie o paralelo, diseñadas para almacenar energía química y liberarla como energía eléctrica.
- Tipos Comunes:
- Baterías de plomo-ácido: Utilizadas en automóviles, tienen un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo, con ácido sulfúrico como electrolito.
- Baterías de iones de litio: Utilizadas en dispositivos electrónicos y vehículos eléctricos, ofrecen alta densidad de energía y larga vida útil.
- Baterías de níquel-cadmio (NiCd) y Níquel-metal hidruro (NiMH): Utilizadas en herramientas portátiles y dispositivos recargables.
Celdas de Combustible
Las celdas de combustible son dispositivos que generan electricidad mediante la reacción de un combustible (como hidrógeno) con un oxidante (como oxígeno) sin combustión.
- Tipos Comunes:
- Celdas de combustible de hidrógeno: Utilizan hidrógeno como combustible y oxígeno como oxidante, produciendo agua como subproducto.
- Celdas de metanol: Utilizan metanol como combustible, son más compactas y fáciles de manejar que las de hidrógeno.
- Aplicaciones: Vehículos eléctricos, generadores de energía portátiles, y sistemas de energía renovable.
Celdas NCM, LFP, LMFP
Estas son variaciones de celdas de iones de litio, nombradas según la composición del cátodo:
- NCM (Níquel-Cobalto-Manganeso): Ofrecen una alta densidad de energía y son ampliamente utilizadas en vehículos eléctricos.
- LFP (Litio-Fosfato de Hierro): Conocidas por su seguridad, larga vida útil y estabilidad térmica. Utilizadas en aplicaciones estacionarias y vehículos eléctricos.
- LMFP (Litio-Manganeso-Fosfato de Hierro): Mejora la capacidad de las celdas LFP añadiendo manganeso, ofreciendo una mejor densidad de energía sin comprometer la seguridad.
pHmetro
Un pHmetro es un dispositivo electroquímico utilizado para medir el pH de una solución, que indica su acidez o alcalinidad.
- Funcionamiento: Consiste en un electrodo de vidrio sensible a iones de hidrógeno, que genera un potencial eléctrico proporcional a la concentración de H+\text{H}^+H+ en la solución.
- Aplicaciones: Control de calidad en industrias alimentarias, farmacéuticas, tratamiento de aguas, y laboratorios de investigación.
Corrosión
La corrosión es el deterioro de los materiales, especialmente metales, debido a reacciones químicas con su entorno.
- Tipos Comunes:
- Corrosión uniforme: Afecta la superficie del metal de manera homogénea.
- Corrosión por picaduras: Forma pequeños orificios o cavidades en el metal.
- Corrosión galvánica: Ocurre cuando dos metales diferentes están en contacto en presencia de un electrolito, donde el metal más reactivo se corroe.
- Prevención:
- Recubrimientos protectores: Como pinturas o recubrimientos galvanizados.
- Inhibidores de corrosión: Sustancias que reducen la velocidad de corrosión.
- Protección catódica: Utiliza ánodos de sacrificio o aplica una corriente externa para proteger el metal principal.
PONER EN PRÁCTICA EL APRENDIZAJE
Realiza el siguiente juego, para recordar y repasar lo aprendido acerca de:
- Celdas Voltaicas comerciales
- Baterías
- Celdas de combustible .
- Celdas NCM,LFP,LMFP
- pHmetro
- Corrosión
Juego en parejas de Celdas Voltaicas
MEDIR LA EFECTIVIDAD DEL PROCESO Y HACER MEJORAS:
Resuelve el siguiente taller educativo acerda de:
- Celdas Voltaicas comerciales
- Baterías
- Celdas de combustible .
- Celdas NCM,LFP,LMFP
- pHmetro
- Corrosión
Taller educativo: Celdas Voltaicas
OBJETIVO DE APRENDIZAJE:
Explicar el funcionamiento de las celdas electrolíticas, identificando sus componentes y las reacciones de oxidación-reducción no espontáneas, para comprender su aplicación en procesos como la electrólisis y la obtención de metales.
CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Se detallará de manera corta cada tema de estudio
- Electrólisis
- Electrólisis del agua y Cloruro de sodio
- Aspectos cuantitativos de la electrólisis
Video Educativo
EXPLICACIÓN DE LOS CONTENIDOS DE APRENDIZAJE:
Exposición magistral de cada tema de estudio
- Electrólisis
- Electrólisis del agua y Cloruro de sodio
- Aspectos cuantitativos de la electrólisis
Electrólisis
La electrólisis es un proceso electroquímico no espontáneo que utiliza una corriente eléctrica para inducir una reacción química. Se lleva a cabo en una celda electrolítica, donde la energía eléctrica se convierte en energía química.
Componentes de una Celda Electrolítica:
- Ánodo: Electrodo positivo donde ocurre la oxidación.
- Cátodo: Electrodo negativo donde ocurre la reducción.
- Electrolito: Sustancia que se disuelve en agua para formar una solución que conduce la electricidad.
- Fuente de corriente: Proporciona la energía necesaria para impulsar la reacción no espontánea.
Aplicaciones Comunes:
- Refinación de metales.
- Producción de sustancias químicas como cloro e hidrógeno.
- Electrochapado para recubrir metales con una capa de otro metal.
Electrólisis del Agua y Cloruro de Sodio
Electrólisis del Agua:
La electrólisis del agua descompone la molécula de agua (H2O) en oxígeno (O2) y gas hidrógeno (H2):
2H2O(l)→2H2(g)+O2(g)
- En el ánodo: Ocurre la oxidación del agua para producir oxígeno. 2H2O(l)→O2(g)+4H+(aq)+4e−
- En el cátodo: Ocurre la reducción del agua para producir hidrógeno. 2H2O(l)+2e−→H2(g)+2OH−
Electrólisis del Cloruro de Sodio (Salmuera):
La electrólisis de una solución concentrada de cloruro de sodio (NaCl) produce gas cloro (Cl2), hidróxido de sodio (NaOH), y gas hidrógeno (H2).
- En el ánodo: Oxidación de iones de cloruro para producir cloro: 2Cl−(aq)→Cl2(g)+2e
- En el cátodo: Reducción de agua para producir hidrógeno y iones hidróxido: 2H2O(l)+2e−→H2(g)+2OH−(aq)
Este proceso es fundamental en la industria para la producción de cloro y sosa cáustica.
Aspectos Cuantitativos de la Electrolisis
Leyes de Faraday :
- Primera Ley de Faraday : La masa de una sustancia liberada o depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa por el circuito. metro=O⋅Q Dónde:
- Metro es la masa de la sustancia (g).
- O es la constante de electroquímica (g/C).
- Q es la carga eléctrica (C).
- Segunda Ley de Faraday : La masa de diferentes sustancias liberadas por la misma cantidad de electricidad es proporcional a sus equivalentes químicos.
Cálculo de la Carga Eléctrica : La carga eléctrica Q se puede calcular como: Q=I⋅a Dónde:
- IIIes la corriente eléctrica (A).
- ataes el tiempo(s).
Ejemplo de Cálculo : Si se pasa una corriente de 2 A durante 1 hora (3600 segundos) en una solución de cloruro de sodio: Q=2×3600=7200 do Utilizando esta carga, se puede calcular la cantidad de cloro e hidrógeno producidos en la electrólisis.
Relación con la Constante de Faraday : La constante de Faraday (F) es el valor de carga por mol de electrones: F=96,485 C/molF
Estos aspectos cuantitativos son fundamentales para diseñar y controlar procesos industriales que utilizan la electrólisis.
PONER EN PRÁCTICA EL APRENDIZAJE
Realiza el siguiente juego, para recordar y repasar lo aprendido acerca de:
- Electrólisis
- Electrólisis del agua y Cloruro de sodio
- Aspectos cuantitativos de la electrólisis
Juego de Celdas Electrolíticas
MEDIR LA EFECTIVIDAD DEL PROCESO Y HACER MEJORAS:
Resuelve el siguiente taller educativo acerda de:
- Electrólisis
- Electrólisis del agua y Cloruro de sodio
- Aspectos cuantitativos de la electrólisis
Taller educativo: Celdas Electrolíticas
Ejercicios en clase
Examen final
Taller de la clase
Examen final
Informe de Laboratorio