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Electroquimica

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Electroquimica

  1. 1. ELECTROQUÍMICAIng:Tumbajulca Marquina, Jhordin.
  2. 2. Logros Identifica las reacciones de oxido- reducción y su relación con la corriente eléctrica. Identifica las ecuaciones involucradas en los procesos Valora la importancia de las celdas electroquímicas Elena B 2
  3. 3. ¿Cómo se relaciona la electricidad con la química?En la naturaleza existen reacciones de oxido-reducción muy importantes para el ser humano Elena B 3
  4. 4. Definición Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la relación yla interconversión entre la electricidad y las reacciones químicas Elena B 4
  5. 5. Electroquímica Electroquímica fundamenta su aplicación Celdas Electrólisisgalvánicas genera empleanReacciones Reacciones químicas químicas genera empleando Corriente Corriente eléctrica eléctrica Elena B 5
  6. 6. Reacciones Redox A las reacciones químicas en las que existe trasferencia de electrones de una sustancia a otra se les llama reacciones de oxido reducción ó reacciones redox Oxidación. Se dá la perdida de electrones Fe Fe+2 + 2 e Reducción. Se dá la ganancia de electrones. Na+1 +1 e Na° Las reacciones de oxi-reducción se dan en forma simultanea. Elena B 6
  7. 7. Reacciones Redox Las reacciones de oxi-reducción se dan en forma simultanea. La sustancia que hace posible que otra sustancia se oxide es el agente oxidante La sustancia que hace posible que otra sustancia se reduzca es el agente reductor _ El oxidante se reduce y gana e. El reductor _ se oxida y pierde . e Elena B 7
  8. 8. Reacciones RedoxEjemplo:Ataque del Mg por ácido clorhídricoEcuación molecular: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2Ecuación iónica: Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2Semireacciones:reducción: 2 H+ +2e- → H2oxidación: Mg → Mg2+ + 2e-agente oxidante : iones H+agente reductor : Mg Elena B 8
  9. 9. Proceso redox (Zn +Cu 2+ → Zn 2+ +Cu) Zn CuSO4 Elena B 9
  10. 10. Proceso redox (Zn +Cu 2+ → Zn 2+ +Cu)Depósito de cobre sobrela lámina de zinc. Elena B 10
  11. 11. Semirreaciones: Oxidación: Zn° Zn+2 +2 e Reducción: Cu+2 +2 e Cu°Iónica neta: Zn° + Cu+2 Zn+2 + Cu°Total: Zn(s) + CuSO4 Cu(s) + ZnSO4 Elena B 11
  12. 12. Serie de actividad de losmetales El conocimiento de las reactividades químicas relativas nos ayuda a predecir el curso de muchas reacciones. Así por ejemplo: Ca s ) + 2H 2O( ( l) → Ca OH )2 ( ( ac ) +H2 ( g) Mg( s) + H 2O( g) → MgO s ) + H 2 ( ( g) vapor∴ fácilmentees más reactivo y se oxida más El calcio que el magnesio. Elena B 12
  13. 13. Reactividad de los metales Algunos metales son altamente reactivos mientras que otros reaccionan escasamente. Los metales altamente reactivos no se encuentran en la naturaleza en estado elemental, si nó formando compuestos. Todos los metales pueden ser colocados en orden según su reactividad con el agua y el aire, y eso es lo que se llama Serie de actividad. El oro es el menos reactivo de los metales, y por ello está ubicado en la parte más baja de la escala: no reacciona con el agua, ni con ácidos diluidos, ni con el aire, razón por la cual se encuentra en estado elemental en la naturaleza. K > Ca > Na > Mg >Fe Elena B 13
  14. 14. Serie de actividad de losmetales + reactivo - reactivo Elena B 14
  15. 15. Celdas electroquímicas Son dispositivos experimentales donde ocurre una reacción oxido-reducción (redox). Tipos de celdas: - Galvánicas o voltaicas - Electrolíticas Elena B 15
  16. 16. Celdas voltaicas También llamadas celdas galvánicas, son dispositivos donde se producen reacciones químicas redox, generando de manera espontánea una corriente eléctrica. Elena B 16
  17. 17. Celdas voltaicas Sea la reacción espontanea: Zn° + Cu+2 Zn+2 + Cu° Zn Cu ZnCuSO4 CuSO4 ZnSO4 Contacto directo Conexión externa Elena B 17

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