Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox


Las reacciones redox, también llamadas reacciones de oxidación-reducción, implican la transferencia de electrones entre dos sustancias. En estas reacciones, una sustancia se oxida mientras que la otra se reduce. Comprender estas reacciones es importante en el estudio de celdas electroquímicas, que son sistemas que pueden convertir energía química en energía eléctrica y viceversa.

¿Qué son las reacciones redox?

Las reacciones redox se caracterizan por la transferencia de electrones de una especie química a otra. Aquí, el término oxidación significa la pérdida de electrones, mientras que la reducción significa la ganancia de electrones. Estas reacciones siempre están acopladas porque si una especie se oxida (pierde electrones), la otra debe reducirse (ganar electrones).

Ejemplo de una reacción redox

Considere la reacción entre zinc e iones de cobre:

        Zn(s) + Cu 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)

En esta reacción, el zinc pierde dos electrones y se oxida a Zn 2+. Los iones de cobre ganan esos dos electrones y se reducen a cobre metálico.

Semirreacción de oxidación

        Zn(s) → Zn2 + (aq) + 2e-

El metal de zinc se oxida, es decir, se eliminan electrones de él.

Semirreacción de reducción

        2Cu2 + (aq) + 2e− → Cu(s)

Los iones de cobre se reducen, es decir, ganan electrones.

Identificación de agentes oxidantes y reductores

En una reacción redox, la sustancia que se oxida es el agente reductor porque dona electrones. En cambio, la sustancia que se reduce es el agente oxidante porque acepta electrones.

En el ejemplo anterior:

  • Zn es un agente reductor.
  • Cu 2+ es el agente oxidante.

Celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas son dispositivos que son capaces de generar energía eléctrica a partir de reacciones químicas o facilitar reacciones químicas mediante la introducción de energía eléctrica. Estas celdas se dividen en dos tipos principales:

  • Celdas galvánicas (o voltaicas)
  • Celda electrolítica

Celdas galvánicas

Las celdas galvánicas obtienen su energía de reacciones redox espontáneas. Veamos más de cerca cómo opera una celda galvánica típica utilizando el ejemplo de zinc-cobre discutido anteriormente.

Celda de Daniell

Un ejemplo clásico de una celda galvánica es la celda de Daniell, que consiste en dos semiceldas conectadas por un puente salino. Una semicelda contiene una tira de zinc colocada en una solución de sulfato de zinc, mientras que la otra semicelda contiene una tira de cobre colocada en una solución de sulfato de cobre.

        Zn(s) | ZnSO 4 (aq) || CuSO4 (aq) Cu(s)

Aquí, el electrodo de zinc actúa como el ánodo donde ocurre la oxidación:

        Zn(s) → Zn2 + (aq) + 2e-

El electrodo de cobre actúa como el cátodo donde ocurre la reducción:

        2Cu2 + (aq) + 2e− → Cu(s)
Zn|Zn 2+ Cu2 + puente salino

Los electrones fluyen desde el electrodo de zinc al electrodo de cobre a través de un circuito externo, produciendo una corriente eléctrica. El puente salino (usualmente un tubo que contiene un gel con iones como NaNO 3 o KCl) permite que los iones se muevan entre las dos soluciones para mantener el equilibrio de carga.

Celda electrolítica

A diferencia de las celdas galvánicas, las celdas electrolíticas requieren energía eléctrica externa para impulsar reacciones químicas no espontáneas. Este tipo de celda se utiliza en procesos como la electrólisis, donde los compuestos se descomponen en sus elementos constituyentes.

Ejemplo: Electrólisis del agua

La electrólisis del agua es un proceso en el que se pasa corriente eléctrica a través del agua para descomponerla en gases oxígeno e hidrógeno.

        2H 2 O(l) → 2H 2 (g) + O 2 (g)

La configuración para este proceso consta de dos electrodos sumergidos en agua. Al aplicar un voltaje externo, ocurren las siguientes reacciones:

  • La oxidación del agua en el ánodo (electrodo positivo) produce gas oxígeno e iones de hidrógeno:
    •             2H 2 O(l) → O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e -
  • En el cátodo (electrodo negativo), la reducción implica que los iones de hidrógeno ganen electrones para formar gas hidrógeno:
    •             4H + (aq) + 4e - → 2H 2 (g)

La reacción general representa la descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno gaseosos.

Aplicaciones de las celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas tienen numerosas aplicaciones. Algunas de las áreas más importantes son las siguientes:

Baterías

Las baterías son esencialmente celdas galvánicas que almacenan energía química para convertirla en energía eléctrica. Algunos tipos comunes de baterías son:

  • Baterías alcalinas
  • Baterías de plomo-ácido (utilizadas en vehículos)
  • Baterías de ion de litio (utilizadas en electrónica)

Cada tipo de batería funciona según los principios de la reacción redox para proporcionar electricidad.

Electrodeposición

La electrodeposición utiliza una celda electrolítica para depositar una fina capa de metal en la superficie de un objeto. Por ejemplo, se puede platear cromo sobre hierro para evitar la oxidación, o se puede platear oro en joyería con fines estéticos.

Procesos industriales

Las celdas electroquímicas son importantes en una variedad de procesos industriales como:

  • Producción de gas cloro e hidróxido de sodio a través de la electrólisis de salmuera.
  • Fabricación de aluminio a partir de bauxita mediante el proceso Hall–Héroult.

Conclusión

El estudio de celdas electroquímicas y reacciones redox proporciona información sobre cómo los cambios químicos pueden generar o ser impulsados ​​por energía eléctrica. Comprender estos conceptos es fundamental para explorar diversas aplicaciones en la vida cotidiana y las prácticas industriales.


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