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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Electroquímica


¡Bienvenido al maravilloso mundo de la electroquímica! En esta guía, exploraremos la fascinante ciencia de cómo los productos químicos producen electricidad y cómo la electricidad puede provocar cambios químicos. La electroquímica es el estudio de los procesos químicos que hacen que los electrones se muevan. Este movimiento de electrones se llama electricidad, y la electroquímica trata de cómo los productos químicos y la energía eléctrica pueden intercambiarse.

Conceptos básicos de electroquímica

En su núcleo, la electroquímica involucra dos tipos principales de reacciones: oxidación y reducción, a menudo llamadas reacciones redox. Desglosémoslas en conceptos más simples:

Oxidación

La oxidación es una reacción en la que una sustancia pierde electrones. Cuando un metal como el hierro se oxida, está en oxidación. Aquí hay un ejemplo simple que involucra magnesio:

Mg → Mg2+ + 2e-

En esta reacción, el magnesio sólido (Mg) pierde dos electrones (2e-) y se convierte en ion magnesio (Mg2+).

Reducción

La reducción es lo opuesto a la oxidación. Es una reacción en la que una sustancia gana electrones. Considere este ejemplo con iones de cobre:

Cu2+ + 2e- → Cu

En este caso, el ion de cobre (Cu2+) gana dos electrones y se convierte en cobre sólido (Cu).

Reacciones redox

Las reacciones redox involucran tanto la oxidación como la reducción ocurriendo simultáneamente. Una sustancia se oxida y la otra se reduce. Juntos permiten el flujo de electrones de una sustancia a otra, lo cual puede ser usado para trabajar, como generar electricidad.

Ejemplo de una reacción redox

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Esta reacción muestra que el zinc (Zn) se está oxidando y los iones de cobre (Cu2+) se están reduciendo. Los electrones se mueven del zinc a los iones de cobre, convirtiéndolos en metal de cobre.

Celdas galvánicas

Una celda galvánica o celda voltaica es una celda electroquímica que utiliza reacciones redox espontáneas para generar electricidad. Consiste en dos electrodos colocados en una solución electrolítica, conectados por un cable y un puente salino.

Zinc Cobre Puente salino

En nuestro ejemplo de una celda galvánica hecha de zinc y cobre:

  • El electrodo de zinc (ánodo) pierde electrones y se oxida (Zn → Zn2+ + 2e-).
  • El electrodo de cobre (cátodo) gana electrones y se reduce (Cu2+ + 2e- → Cu).
  • El puente salino permite el flujo de iones, manteniendo la neutralidad en la solución.

Serie electroquímica

La serie electroquímica es una lista de elementos organizados según su potencial estándar de electrodo. Esta lista nos permite predecir los resultados de las reacciones redox y determinar qué elementos pierden o ganan electrones fácilmente, y los voltajes producidos en las celdas electroquímicas.

Li | Litio | E° = -3.04 V ... Zn | Zinc | E° = -0.76 V ... Cu | Cobre | E° = +0.34 V ... Au | Oro | E° = +1.50 V

En esta tabla:

  • Los elementos más arriba pierden electrones y se oxidan fácilmente (por ejemplo, el litio).
  • Los elementos al fondo aceptan electrones fácilmente y se reducen (por ejemplo, el oro).
  • Elementos con potencias estándar de electrodo más negativas (por ejemplo, el zinc) son mejores agentes reductores, mientras que los elementos con potencias positivas (por ejemplo, el cobre) son mejores agentes oxidantes.

Aplicaciones de la electroquímica

La electroquímica no es solo teórica; tiene aplicaciones prácticas en nuestra vida diaria y tecnología.

Baterías

Las baterías son dispositivos que almacenan y liberan energía eléctrica usando reacciones electroquímicas. Las baterías alcalinas son un ejemplo común:

Zn (ánodo) MnO2 (cátodo)

En las baterías alcalinas:

  • Zn actúa como el ánodo, sufriendo oxidación.
  • MnO2 actúa como cátodo y sufre reducción.

Electrólisis

La electrólisis es una reacción química no espontánea impulsada por una corriente eléctrica externa. Se utiliza, por ejemplo, en la purificación de metales o en la galvanoplastia.

Cátodo Ánodo Fuente de poder

Por ejemplo, en la electrólisis del agua:

  • Se produce gas hidrógeno en el cátodo (2H2O + 2e- → H2 + 2OH-).
  • Se produce gas oxígeno en el ánodo (2H2O → O2 + 4H+ + 4e-).

Comentarios finales

La electroquímica combina conceptos de química y tecnología electroquímica, proporcionando una comprensión práctica en áreas que van desde sistemas biológicos hasta procesos industriales. Comprender los principios de las reacciones redox, las celdas galvánicas y la electrólisis abre la puerta a innovaciones y avances en una variedad de campos científicos y de ingeniería.


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