Pregrado
  1. Química general  1.1. Introducción a la Química  1.2. Estructura atómica  1.2.1. Partículas subatómicas  1.2.2. Modelo Atómico  1.2.3. Números cuánticos  1.2.4. Configuración Electrónica  1.2.5. Tendencias periódicas  1.2.6. Isotopes and their applications  1.3. Enlace químico  1.3.1. Enlace iónico  1.3.2. Enlaces covalentes  1.3.3. Enlace Metálico  1.3.4. Hibridación  1.3.5. Geometría molecular y teoría VSEPR  1.3.6. Polaridad del enlace y momento dipolar  1.4. Estequiometría  1.4.1. Concepto de mol  1.4.2. Fórmula empírica y molecular  1.4.3. Reactante limitante y reactante en exceso  1.4.4. Porcentaje de Rendimiento y Pureza  1.4.5. Cálculo de dilución  1.5. Estados de la materia  1.5.1. Leyes de los Gases  1.5.2. Materia y Fuerzas Intermoleculares  1.5.3. Estructuras Sólidas y Cristalinas  1.5.4. Diagrama de fases  1.5.5. Plasma y fluido supercrítico  1.6. Reacciones químicas  1.6.1. Tipos de Reacciones Químicas  1.6.2. Balanceo de ecuaciones químicas  1.6.3. Reacciones termoquímicas  1.6.4. Perfiles de energía de reacción  1.7. Soluciones y mezclas  1.7.1. Unidades de concentración  1.7.2. Propiedades del síndrome  1.7.3. Solubilidad y Reglas de Solubilidad  1.7.4. La ley de Henry y la ley de Raoult  1.7.5. Coeficiente de partición  1.8. Equilibrio químico  1.8.1. La ley de acción de masas  1.8.2. El principio de Le Chatelier  1.8.3. Cociente de reacción  1.8.4. Para usar esta calculadora en línea para la constante de equilibrio, ingrese la constante de equilibrio (Eq.) y presione el botón de calcular. Aquí es cómo se puede explicar el cálculo de la constante de equilibrio con los valores de entrada dados -> 0.05 = 0.05/0.  1.8.5. Equilibrio ácido-base  1.9. Ácidos y bases  1.9.1. Definiciones de Arrhenius, Brønsted–Lowry y Lewis  1.9.2. pH y pOH  1.9.3. Titulación ácido-base  1.9.4. Solución Buffer  1.9.5. Indicador ácido-base  1.9.6. Polyprotic Acids and Bases  1.10. Electroquímica  1.10.1. reacciones redox  1.10.2. Celdas Galvánicas y Electrolíticas  1.10.3. Ecuación de Nernst  1.10.4. Electrólisis  1.10.5. Leyes de Faraday de la electrólisis  1.11. Termodinámica  1.11.1. Leyes de la Termodinámica  1.11.2. Entalpía, entropía y energía libre de Gibbs  1.11.3. Espontaneidad de las reacciones  1.11.4. Ciclos termodinámicos (Ley de Hess, ciclo de Carnot)  1.12. Cinética  1.12.1. La ley de velocidad y el orden de reacción  1.12.2. Energía de Activación y Catalizador  1.12.3. Teoría de colisiones  1.12.4. Mecanismo de reacción  1.12.5. Teoría del estado de transición
  2. Química orgánica  2.1. Estructura y relaciones  2.1.1. Hibridación en Compuestos de Carbono  2.1.2. Resonancia y aromatización  2.1.3. Orbitales moleculares  2.1.4. Efectos inductivo y mesomérico  2.2. Hidrocarburos  2.2.1. Hidrocarburos  2.2.2. Alqueno  2.2.3. Alquinos  2.2.4. Compuestos aromáticos  2.2.5. Cicloalcanos y Conformación  2.3. Grupo Funcional  2.3.1. Alcoholes y fenoles  2.3.2. Éteres y epóxidos  2.3.3. Aldehídos y cetonas  2.3.4. Ácidos carboxílicos y derivados  2.3.5. Aminas  2.3.6. Ésteres y amidas  2.3.7. Tioles y sulfuros  2.4. Estereoscópico  2.4.1. Isomería en Estereoquímica  2.4.2. Quiralidad y actividad óptica  2.4.3. Análisis estructural  2.4.4. Diastereómeros y Enantiómeros  2.5.1. Reacciones de sustitución  2.5.2. Reacciones de eliminación  2.5.3. Reacciones de adición  2.5.4. Reacciones radicales  2.5.5. Reacciones de reordenamiento  2.5.6. Reacciones Pericíclicas  2.6. Espectroscopía y análisis estructural  2.6.1. Espectroscopía Infrarroja  2.6.2. Espectroscopía por resonancia magnética nuclear  2.6.3. Espectrometría de masas  2.6.4. Espectroscopia UV-visible  2.6.5. Cristalografía de rayos X  2.7. Química de polímeros  2.7.1. Polímeros de Adición y Condensación  2.7.2. Mecanismo de polimerización  2.7.3. Polímero biodegradable  2.7.4. Polímeros conductores e inteligentes
  3. Química inorgánica  3.1. Química de coordinación  3.1.1. Ligandos y compuestos de coordinación  3.1.2. Teoría del campo cristalino  3.1.3. Teoría de Orbitales Moleculares en Compuestos de Coordinación  3.1.4. Distorsión de Jahn–Taylor  3.2. Química del grupo principal  3.2.1. Metales alcalinos y alcalinotérreos  3.2.2. Halógenos y Gases Nobles  3.2.3. Los metales de transición y sus complejos  3.2.4. Lantánidos y Actínidos  3.3. Solid state chemistry  3.3.1. Redes cristalinas y celdas unitarias  3.3.2. Defectos en sólidos  3.3.3. Propiedades eléctricas y magnéticas  3.3.4. Superconductividad  3.4. Química bioinorgánica  3.4.1. Iones metálicos en biología  3.4.2. Reacciones enzimáticas con metales  3.4.3. Intoxicación por metales y desintoxicación  3.4.4. Metaloproteínas y Metaloenzimas
  4. Química física  4.1. Química Cuántica  4.1.1. Dualidad onda-partícula  4.1.2. Ecuación de Schrödinger  4.1.3. Números Cuánticos y Orbitales  4.1.4. Espectroscopía atómica y molecular  4.2. Mecánica estadística  4.2.1. Distribución de Maxwell–Boltzmann  4.2.2. Funciones de partición  4.2.3. Estadísticas de Bose-Einstein y Fermi-Dirac  4.3. Termodinámica química  4.3.1. Energía Libre de Gibbs  4.3.2. Transición de fase  4.3.3. Eficiencia termodinámica  4.4. Química de superficies  4.4.1. Absorción y Catálisis  4.4.2. Coloides y Emulsiones
  5. Química Analítica  5.1. Métodos clásicos  5.1.1. Análisis Gravimétrico  5.1.2. titrímetro  5.2. Métodos instrumentales  5.2.1. Cromatografía  5.2.2. Espectroscopía  5.2.3. Métodos electroanalíticos  5.2.4. Difracción de rayos X
  6. Química Industrial  6.1. Petroquímica  6.2. Principios de ingeniería química  6.3. Química Verde  6.4. Farmacéuticos y Síntesis de Medicamentos
  7. Bioquímica  7.1. Carbohidratos  7.2. Proteínas y enzimas  7.3. Lípidos y membranas  7.4. Ácidos nucleicos  7.5. Metabolismo y Bioenergética  7.6. Cinética enzimática y mecanismo

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Electroquímica


La electroquímica es una rama de la química que estudia la relación entre la electricidad y las reacciones químicas. Incluye los procesos mediante los cuales la energía química se convierte en energía eléctrica y viceversa. Este campo es fundamental para muchas aplicaciones, incluyendo baterías, galvanoplastia y electrólisis.

Conceptos básicos

Para entender la electroquímica necesitamos definir algunos conceptos básicos:

  • Oxidación: Este es el proceso en el que una especie química pierde electrones. Un aumento en el estado de oxidación generalmente se asocia con esto.
  • Reducción: Este es el proceso en el que una especie química gana electrones, generalmente con una disminución en el estado de oxidación.
  • Reacción redox: Forma abreviada de reacción de reducción-oxidación, donde ambos procesos ocurren simultáneamente.
  • Agente oxidante: Una sustancia que gana electrones y se reduce en una reacción química.
  • Agente reductor: Una sustancia que pierde electrones en una reacción química y se oxida.

Celdas electroquímicas

Una celda electroquímica es un sistema que utiliza reacciones químicas para generar energía eléctrica, o utiliza energía eléctrica para provocar reacciones químicas. Hay dos tipos de celdas electroquímicas:

  1. Celdas galvánicas (o voltaicas)
  2. Celda electrolítica

Celdas galvánicas

Las celdas galvánicas obtienen energía de reacciones redox espontáneas que ocurren dentro de la celda. Aquí hay un ejemplo de configuración de una celda galvánica:

Ánodo de Zn Cátodo de Cu Zinc Cubo puente salino

Por ejemplo, en una celda galvánica de zinc-cobre, el zinc pierde electrones en el ánodo:

Zn → Zn²⁺ + 2e⁻

Los electrones fluyen a través de un circuito externo al cátodo de cobre, donde reaccionan con iones de cobre en la solución:

Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

A medida que estas reacciones continúan, los electrones fluyen a través del circuito, proporcionando energía eléctrica. El puente salino funciona para mantener la neutralidad eléctrica permitiendo el intercambio de iones.

Celda electrolítica

A diferencia de una celda galvánica, una celda electrolítica requiere una fuente externa de energía para provocar reacciones químicas. Estas celdas se usan para inducir reacciones no espontáneas. Una aplicación típica de una celda electrolítica es la electrólisis del agua.

Electrodo Negativo Electrodo Positivo H₂ O₂

En la electrólisis del agua, se aplica una tensión externa y el agua se descompone en gases hidrógeno y oxígeno:

2H₂O(l) → 2H₂(g) + O₂(g)

Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son las siguientes:

  • Cátodo: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻
  • Ánodo: 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e⁻

Aplicaciones de la electroquímica

Comprender la electroquímica es importante para muchas aplicaciones prácticas, incluyendo:

  • Baterías: Celdas electroquímicas usadas para almacenar electricidad. Diferentes tipos de baterías tienen diferentes combinaciones químicas, como plomo-ácido, ion-litio y níquel-cadmio.
  • Prevención de corrosión: Los metales pueden corroerse cuando se exponen a ciertos ambientes. Los métodos electroquímicos pueden prevenir o ralentizar este proceso, como en la galvanización, donde se aplica una capa protectora de zinc.
  • Galvanoplastia: Se deposita una fina capa de metal sobre la superficie de un sustrato. Esto se utiliza típicamente para fines decorativos, protección contra la corrosión o para mejorar la conductividad eléctrica.

Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst describe cómo la concentración de iones afecta el potencial de una celda electroquímica. Se expresa como:

E = E⁰ - (RT/nF) * ln(Q)

Donde:

  • E es el potencial de la celda.
  • E⁰ es el potencial estándar de la celda.
  • R es la constante universal de los gases.
  • T es la temperatura en Kelvin.
  • n es el número de moles de electrones.
  • F es la constante de Faraday.
  • Q es el cociente de reacción.

La ecuación de Nernst permite a los químicos calcular los potenciales de celda en condiciones no estándar, tomando en cuenta las diferentes concentraciones y presiones involucradas en las reacciones electroquímicas.

Conclusión

La electroquímica es un campo importante de la química que tiene amplias aplicaciones en el mundo moderno. Desde las baterías que alimentan nuestros dispositivos electrónicos hasta los procesos industriales que producen los metales que usamos todos los días, la electroquímica juega un papel vital. Comprender los principios básicos de las reacciones redox y el funcionamiento de las celdas electroquímicas nos ayuda a aprovechar el poder de las reacciones químicas para generar y usar la energía eléctrica de manera eficiente.


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