Grado 10
  1. Materia y sus propiedades  1.1. Estados de la materia  1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia  1.3. Clasificación de sustancias (elementos, compuestos, mezclas)  1.4. Cambios en la Materia (Cambios Físicos y Químicos)  1.5. Ley de conservación de la masa y ley de proporciones definidas
  2. Estructura Atómica  2.1. Desarrollo histórico del modelo atómico  2.2. Partículas subatómicas (protones, neutrones, electrones)  2.3. Número atómico, número de masa e isótopos  2.4. Configuración Electrónica y Niveles de Energía  2.5. Valencia, formación de iones y estado de oxidación
  3. Tabla periódica  3.1. Historia y desarrollo de la tabla periódica  3.2. Ley periódica moderna y tendencias periódicas  3.3. Grupos y períodos en la tabla periódica  3.4. Tendencias en la Tabla Periódica  3.5. Metales, no metales, metaloides y sus propiedades  3.6. Gases nobles y su inercia química
  4. Enlace químico  4.1. Formación de Enlaces Químicos (Regla del Octeto)  4.2. Enlace iónico y propiedades de los compuestos iónicos  4.3. Enlace covalente y propiedades de los compuestos covalentes  4.4. Enlace metálico y sus propiedades  4.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  4.6. Polaridad y momento dipolar de las moléculas  4.7. Fuerzas intermoleculares
  5. Reacciones y Ecuaciones Químicas  5.1. Tipos de Reacciones Químicas  5.2. Escribir y balancear ecuaciones químicas  5.3. Ley de conservación de la masa en reacciones químicas  5.4. Factores que afectan las reacciones químicas  5.5. Catalizadores y su papel en las reacciones químicas  5.6. Reacciones exotérmicas y endotérmicas
  6. Estequiometría y Cálculos Químicos  6.1. Concepto del mol y número de Avogadro  6.2. Masa molar y conversiones gramo-mol  6.3. Fórmula empírica y molecular  6.4. Cálculos estequiométricos y rendimiento químico  6.5. Reactivos Limitantes y en Exceso
  7. Ácidos, Bases y Sales  7.1. Propiedades y Definiciones de Ácidos y Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reacciones de neutralización y formación de sales  7.4. Fuerza de Ácidos y Bases (Ácidos y Bases Fuertes vs. Débiles)  7.5. Ácidos y Bases Comunes en la Vida Diaria  7.6. Sales, su solubilidad y aplicaciones
  8. Metales y No Metales  8.1. Propiedades físicas y químicas de los metales  8.2. Propiedades físicas y químicas de los no metales  8.3. Serie de Reactividad de Metales y Reacciones de Desplazamiento  8.4. Extracción de metales de los minerales  8.5. Corrosión, sus causas y prevención  8.6. Aleaciones, su composición y usos
  9. El carbono y sus compuestos  9.1. Alótropos del Carbono  9.2. Hidrocarburos y su clasificación (alcanos, alquenos, alquinos)  9.3. Grupos funcionales en compuestos orgánicos  9.4. Nomenclatura de compuestos orgánicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomería en química orgánica (estructural y geométrica)  9.6. Reacciones orgánicas importantes (combustión, adición, sustitución, polimerización)  9.7. Aplicaciones de compuestos orgánicos en la industria y la vida diaria
  10. Química Ambiental  10.1. Contaminación del Aire (Fuentes, Efectos y Control)  10.2. Contaminación del agua (causas, efectos y remedios)  10.3. Efecto invernadero y calentamiento global  10.4. Agotamiento de la capa de ozono y sus efectos  10.5. La química verde y sus aplicaciones  10.6. práctica de química sostenible
  11. Termoquímica  11.1. Cambios de Calor y Energía en Reacciones Químicas  11.2. Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas  11.3. Entalpía, cambio de entalpía y calor de reacción  11.4. Capacidad calorífica específica y calorimetría  11.5. Cambios de Energía en Reacciones de Combustión
  12. Electroquímica  12.1. Electrolitos y no electrolitos  12.2. Electrólisis y sus aplicaciones (galvanoplastia, extracción de metales)  12.3. Reacciones Redox (oxidación y reducción)  12.4. Celda galvánica y serie electroquímica  12.5. Corrosión y métodos de prevención electroquímica
  13. Cinética química y equilibrio  13.1. Tasa de reacciones químicas y su medición  13.2. Factores que afectan la velocidad de reacción (catalizador, temperatura, concentración)  13.3. Reversible and irreversible reactions  13.4. Equilibrio dinámico y constante de equilibrio  13.5. El principio de Le Chatelier y sus aplicaciones
  14. Gases y Leyes de los Gases  14.1. Propiedades de los gases y teoría cinético-molecular  14.2. Ley de Boyle (Relación Presión-Volumen)  14.3. La Ley de Charles  14.4. Ley de Gay-Lussac  14.5. Ley combinada de los gases y ley de los gases ideales  14.6. Gases reales vs gases ideales
  15. Química Nuclear  15.1. Introducción a la radiactividad y las reacciones nucleares  15.2. Tipos de desintegración radiactiva (alfa, beta, gamma)  15.3. Vida media y aplicaciones de los isótopos radiactivos  15.4. Reacciones de fisión y fusión nuclear  15.5. Generación de energía nuclear y su impacto ambiental

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Celda galvánica y serie electroquímica


Las celdas galvánicas, también conocidas como celdas voltaicas, son dispositivos utilizados en electroquímica para convertir energía química en energía eléctrica. Este proceso ocurre a través de las reacciones de oxidación-reducción que tienen lugar en estas celdas. El concepto de una celda galvánica es fundamental para comprender cómo funcionan las baterías y cómo se puede generar electricidad a partir de reacciones químicas.

¿Qué es una celda galvánica?

Una celda galvánica consiste en dos metales diferentes conectados por un puente salino o una membrana porosa. Cada metal está sumergido en una solución electrolítica. Los dos metales o electrodos tienen diferentes tendencias a perder o ganar electrones. Esta diferencia en la tendencia provoca el flujo de electrones de un electrodo al otro, creando una corriente eléctrica.

Solución de ZnSO4 Solución de CuSO4 Flujo de E-

Este diagrama muestra una celda galvánica básica. El zinc (el ánodo) está a la izquierda y el cobre (el cátodo) está a la derecha, conteniendo soluciones de ZnSO4 y CuSO4, respectivamente. Los electrones fluyen del electrodo de zinc al electrodo de cobre.

Componentes de una celda galvánica

Ánodo y cátodo

El ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación. En una celda galvánica, es el electrodo negativo. Los electrones se generan en el ánodo y viajan a través de un circuito externo hacia el cátodo. Por ejemplo, en una celda galvánica de zinc-cobre, el zinc es el ánodo:

Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-

El cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción. Es el electrodo positivo en una celda galvánica. Los electrones viajan desde el circuito externo hacia el cátodo. En una celda de zinc-cobre, el cobre es el cátodo:

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)

Puente salino

El puente salino es un componente vital que ayuda a que una celda galvánica funcione correctamente. Permite que los iones se muevan entre las dos semiceldas para que se pueda mantener el equilibrio de carga. Generalmente está hecho de una solución salina como KCl o KNO3 que no reacciona con las sustancias químicas en la celda.

Serie electroquímica

La serie electroquímica, también conocida como serie de reactividad, es una lista de elementos ordenados por su potencial de electrodo estándar. Estos potenciales indican la capacidad de un elemento para ser oxidado o reducido. Esta serie nos ayuda a predecir la dirección de las reacciones de redox y también nos dice qué electrodo será el ánodo o el cátodo en una celda galvánica.

Explicación del potencial de electrodo estándar

El potencial de electrodo estándar (E0) se mide en voltios (V) e indica la capacidad de una sustancia para ganar electrones (potencial de reducción) o perder electrones (potencial de oxidación) bajo condiciones estándar. Los elementos con potenciales de reducción más altos tienen más probabilidades de ganar electrones.

Al hidrógeno se le da un potencial de reducción estándar de 0,00 V, que sirve como punto de referencia:

H2 → 2H+ + 2e- E0 = 0,00 V

Uso de la serie electroquímica

Considere dos metales, el metal A y el metal B, con sus potenciales de electrodo estándar:

  • Metal A: E0 = -0,76 V (ejemplo: zinc)
  • Metal B: E0 = +0,34 V (ejemplo: cobre)

Dado que el cobre tiene un alto potencial de reducción estándar, actúa como el cátodo, y el zinc actúa como el ánodo. El flujo de electrones es del zinc al cobre.

Cálculo del potencial de celda

El potencial total de la celda se puede calcular utilizando la siguiente ecuación:

Ecelda = Ecátodo - Eánodo

Para la celda Zn-Cu:

  • Zinc (ánodo): Eánodo = -0,76 V
  • Cobre (cátodo): Ecátodo = +0,34 V

Por lo tanto, el potencial de la celda es:

Ecelda = 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V

Aplicaciones de las celdas galvánicas

Las celdas galvánicas se utilizan en diversas aplicaciones para alimentar dispositivos. Aquí hay algunos usos comunes:

  • Baterías: Las celdas galvánicas son la base de las baterías que alimentan dispositivos electrónicos, vehículos, etc.
  • Prevención de corrosión: Se utilizan ánodos de sacrificio en celdas galvánicas para prevenir la corrosión de estructuras metálicas.
  • Galvanoplastia: El proceso de la galvanoplastia utiliza celdas galvánicas para depositar metales sobre superficies.

Ejemplo de una batería simple

Un ejemplo común de una batería simple es la celda de Daniell, con un ánodo de zinc y un cátodo de cobre:

  1. Reacción en el ánodo: Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-
  2. Reacción en el cátodo: Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)

Este concepto básico se puede extender para crear baterías más complejas, como baterías alcalinas, baterías de iones de litio, etc., dependiendo de los materiales y productos químicos utilizados.

Conclusión

Comprender la celda galvánica y la serie electroquímica es esencial para entender cómo las reacciones químicas pueden producir electricidad. Estos conceptos son fundamentales en el desarrollo de baterías, que son vitales para la tecnología moderna. Al explorar los diversos componentes y reacciones dentro de una celda galvánica, obtenemos una visión de los procesos electroquímicos que impulsan muchos aspectos de nuestras vidas diarias.


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Celda galvánica y serie electroquímica

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