Celdas electroquímicas Celdas electroquímicas Docentes: Jorge Balseca Q./ José Pinela Castro. Valor del mes: Amor. Objetivo: Reconocer y diferenciar celdas.

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1 Celdas electroquímicas Celdas electroquímicas Docentes: Jorge Balseca Q./ José Pinela Castro. Valor del mes: Amor. Objetivo: Reconocer y diferenciar celdas.

2 ¿Qué es la electroquímica? Es el estudio de las reacciones rédox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas

3 Algunos conceptos Electrodo: es una barra de C o de metal que se puede introducir en un gas, solución o sólido iónico fundido y que es capaz de conducir corriente eléctrica entre la celda y el entorno Cátodo: electrodo donde se lleva a cabo la reducción Ánodo: electrodo donde se lleva a cabo la oxidación Semicelda: es la mitad de una celda electroquímica Puente salino: es un compuesto que cumple 3 funciones a) Permite el contacto entre las dos semi-celdas o soluciones b) Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda c) Evita la mezcla de soluciones

4 Celdas Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.

5 Celdas galvánicas Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos compartimentos: las semiceldas. En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación y por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico

6 Celdas galvánicas

7 Corrosión Proceso natural redox por el cual se destruye la superficie de un metal. Esta se asimila a una celda electrolítica El Hierro expuesto al aire húmero se oxida a ion ferroso (Fe +2 ) Los electrones liberados en el ánodo reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo Los iones Fe 2+ son oxidados por el oxígeno a Fe 3+ en presencia de agua, transformándose en óxidos hidratados, lo que se llama herrumbre