Title: Unidad 4
Course: Química Plus + 2 BGU

Oxidación y reducción

La naturaleza íntima de la materia es eléctrica; cuando observamos los cuerpos, no es evidente que en ellos existan un continuo movimiento de cargas eléctricas.

Las moléculas que conforman los objetos que nos rodean se nos presentan eléctricamente neutras, es por ello que pocas veces percibimos este movimiento de cargas. Sin embargo, esa aparente neutralidad eléctrica se rompe continuamente para dar paso a importantes transformaciones, en las cuales el flujo de electrones es la clave que nos lleva de un equilibrio a otro equilibrio, siempre con el fin de cumplir con una de las leyes más importantes de la química: la ley de la conservación de la materia.

   Objetivos

1. O.CN.Q.5.1. Reconocer la importancia de la Química dentro de la ciencia y su impacto en la sociedad industrial y tecnológica, para promover y fomentar el Buen Vivir asumiendo responsabilidad social.
2. O.CN.Q.5.4. Reconocer, a partir de la curiosidad intelectual y la indagación, los factores que dan origen a las transformaciones de la materia, comprender que esta se conserva y proceder con respeto hacia la naturaleza para evidenciar los cambios de estado.
3. O.CN.Q.5.9. Reconocer diversos tipos de sistemas dispersos según el estado de agregación de sus componentes y el tamaño de las partículas de su fase dispersa, sus propiedades y aplicaciones tecnológicas y preparar diversos tipos de disoluciones de concentraciones conocidas en un entorno de trabajo colaborativo utilizando todos los recursos físicos e intelectuales disponibles.

  La Química y las profesiones

El ingeniero eléctrico

Es un profesional capacitado en las ciencias exactas. Tiene un manejo y comprensión de la ciencia y las nuevas tecnologías. Se encarga de diseñar sistemas eléctricos a niveles: urbano, rural e industrial.

Las competencias que adquiere en la carrera le permiten ubicarse en diferentes campos ocupacionales: diseñando y fabricando redes; participando en la instalación, supervisión o construcción de proyectos hidroeléctricos, fotovoltaicos o eólicos.

Universidades ecuatorianas que ofertan esta carrera son: Escuela Politécnica Nacional, Universidad Técnica de Manabí, Universidad Técnica de Cotopaxi y Universidad Técnica Estatal de Quevedo.

En el siguiente enlace podrás obtener más información acerca de esta carrera: http://www.ups.edu.ec/ingenieria-electrica-quito

Reacciones de transferencia de electrones: número o índice de oxidación

I CN.Q.5.2.2. Comparar y examinar los valores de valencia y número de oxidación, partiendo del análisis de la electronegatividad, del tipo de enlace intramolecular y de las representaciones de Lewis de los compuestos químicos.

I CN.Q.5.1.25. Deducir el número o índice de oxidación de cada elemento que forma parte del compuesto químico e interpretar las reglas establecidas para determinar el número de oxidación.

● Reacciones de transferencia de electrones: número o índice de oxidación

Saberes previos

¿Es lo mismo hablar de valencia y de número de oxidación?

Desequilibrio cognitivo

¿Qué relación existe entre la electronegatividad y la carga aparente que asumen los átomos en un enlace químico?

Humor

El número o índice de oxidación generalmente es confundido con el número de valencia. La IUPAC define a estos dos términos de la siguiente manera:

Valencia

“El número máximo de átomos univalentes (originalmente átomos de hidrógeno o cloro), que pueden combinarse con un átomo del elemento en cuestión, o con un fragmento, o para los que un átomo de este elemento puede ser sustituido” (IUPAC, 2014).

Número de oxidación

Se define así: “De un átomo central de una entidad de coordinación, la carga que le correspondería si se eliminaran todos los ligandos junto con los pares de electrones que fueron compartidos con el átomo central” (IUPAC, 2014). De acuerdo con estas definiciones, podemos establecer algunas diferencias entre la valencia y el número de oxidación:

Diferencias

Valencia | Número de oxidación
Número de enlaces. | Carga eléctrica aparente.
No se toma en cuenta la electronegatividad de los elementos. | Se toma en cuenta la electronegatividad de los elementos.
No se toma en cuenta la capacidad de dar, recibir o atraer electrones. | Sí se toma en cuenta la capacidad de dar, recibir o atraer electrones.
No se escribe como superíndice. | Se escribe como superíndice acompañado por un signo.

Un claro ejemplo donde podemos diferenciar la valencia del estado de oxidación es en una molécula de nitrógeno (N_2):

Fórmula estructural | Estructura de Lewis
En la fórmula estructural de la molécula N2, cada átomo de nitrógeno forma tres enlaces, por tal motivo su valencia es tres (3). | En la distribución electrónica, cada átomo de nitrógeno atrae con igual fuerza a los electrones compartidos, debido a que presentan la misma electronegatividad; no se forman iones ni polos permanentes, por tal motivo el número de oxidación que les corresponde es cero (0).

Reacción del zinc metálico con ácido clorhídrico.
Zn + 2HCl → ZnCl_2 + H_2
Estado de oxidación:
Zinc metálico: Zn^0
Zinc en cloruro de zinc: Zn^2+
Hidrógeno en ácido clorhídrico: H ^1+
Hidrógeno gaseoso: H_2^0

Estado de oxidación

La IUPAC define al estado de oxidación como: “Una medida del grado de oxidación de un átomo en una sustancia. Se define como la carga de un átomo” (IUPAC, 2014, pág. 1 049).

El estado de oxidación se puede determinar con base en las siguientes reglas:

Reglas para establecer el estado de oxidación

- Los elementos sin combinarse presentan estado de oxidación cero (0).
- El estado de oxidación del hidrógeno es 1+, excepto cuando forma parte de los hidruros de metales activos, en donde es 1–
- El estado de oxidación del oxígeno es 2–.
- El estado de oxidación de los alcalinos en una molécula es 1+.
- El estado de oxidación de los alcalinotérreos en una molécula es 2+.
- El estado de oxidación de un anión monoatómico es la carga neta del anión, es decir, la capacidad que tiene para recibir electrones.
- La suma algebraica de los estados de oxidación de cada átomo que conforma la molécula neutra es igual a cero (0).
- La suma algebraica de los estados de oxidación de cada átomo que conforma un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

TIC

Ingresa en el siguiente enlace y practica el cálculo del número de oxidación:

www.mayedu.ec/quim2/p109

Estado de oxidación | Ejemplos
Estado elemental cero (0) | Fe^0, O_2^0, Cr^0, P_3^0
Estado de oxidación del hidrógeno (1+) | HBr, H_3PO_4, NaHCO_3, Mg(OH)_2
Estado de oxidación del hidrógeno (1–) | NaH, CaH_2
Estado de oxidación del oxígeno (2–) | CaO, NaOH, H_2O, AgNO_3
Anión monoatómico | HCl ⇒ Cl^1– Li _2S ⇒ S^2– FeN ⇒ N^3–

Problema propuesto

Deduce los estados de oxidación del azufre en las siguientes moléculas:

Moléculas | Estados de oxidación
Li_2S |
S_8 |
H_2SO_3 |
(SO_3)^2– |

Cálculo del estado de oxidación

Cuando el estudio de un tema específico requiere que se note la carga aparente o estado de oxidación de un elemento, se escribe como superíndice inmediatamente junto al elemento y corresponde a un valor acompañado de un signo positivo (+) o negativo (–), excepto el valor de uno, en cuyo caso solo se coloca el signo (+) o (–). Ejemplo:

Br_2^0 , Br^1– , Br^1+ , Br^3+

Cuando los elementos presentan varios estados de oxidación, como es el caso de los metales de transición y varios de los no metales, se puede calcular su valor estableciendo una sencilla ecuación matemática basada en una suma algebraica entre todas las cargas aparentes conocidas.

▲ En los volcanes podemos encontrar al azufre con diferentes estados de oxidación.

- Si la molécula es neutra, la suma de las cargas aparentes será igual a cero (0).
- Si la molécula es un ion, la suma de las cargas aparentes será igual a la carga del ion.

Ejemplos:

Molécula neutra: Nitrato de estroncio Sr(NO_3)_2

1 estroncio Sr^2+ | 2 nitrógenos N^x | 6 oxígenos O^2– | Ecuación
(2+) = 2 | 2x | 6 (2–) = –12 | 2+2x+(–12) = 0 2 x = 10 x = 5^+

Molécula de ion sulfato: (SO_4)^2–

1 azufre S^x | 4 oxígenos O^2– | Carga del ion sulfato | Ecuación
x | 4 (2–) = –8 | 2– | x + (–8) = 2^– x = 6^+

Interdisciplinariedad

Química y Geografía
Nuestro país está atravesado por la Cordillera de los Andes, en ella podemos encontrar varios volcanes activos.

Recuerda con tus compañeros: ¿qué volcanes se hallan cerca de tu lugar de residencia?¿Qué tipos de gases emanan?

Problema resuelto

Deduce los estados de oxidación del cloro en las siguientes moléculas:

Moléculas | Estados de oxidación | Ecuación | Estados de oxidación del cloro
HCl | H^1+ Cl^x | (1+) + x = 0 | x = (1–)
Cl_2 | Cl_2^0 | Estado elemental del cloro | x = 0
NaClO | Na^+ Cl^x O^2– | (1+) + x + (2–) = 0 | x = (1+)
Ca(ClO_2)_2 | Ca^2+ (Cl^x O_2^2–)_2 | (2+) + 2x + 4(2–) = 0 | x = (3+)
Fe(ClO_3)_3 | Fe^3+ (Cl^x O_3^2–)_3 | (3+) + 3x + 9(2–) = 0 | x = (5+)
(ClO_4)^1– | (Cl^x O_4^2–)^1– | x + 4(2–) = (1–) | x = (7+)

Reacciones de transferencia de electrones: oxidación y reducción

I CN.Q.5.1.26. Aplicar y experimentar diferentes métodos de igualación de ecuaciones tomando en cuenta el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa y la energía, así como las reglas de número de oxidación en la igualación de las ecuaciones de óxido-reducción.

I CN.Q.5.2.8. Deducir y comunicar que las ecuaciones químicas son las representaciones escritas de las reacciones que expresan todos los fenómenos y transformaciones que se producen.

● Reacciones de transferencia de electrones: oxidación y reducción

Saberes previos

El hipoclorito es unna sustancia oxidante usada como desinfectante del agua; muchas personas creen que pueden ingerirlo. ¿Qué les dirías a estas personas?

Desequilibrio cognitivo

El hipoclorito es unna sustancia oxidante usada como desinfectante del agua; muchas personas creen que pueden ingerirlo. ¿Qué les dirías a estas personas?

Cuando los átomos cambian su estado elemental para formar parte de un compuesto, o cuando transitan de un compuesto a otro compuesto en las diferentes reacciones químicas, puede ocurrir tres posibilidades:

1. El elemento mantiene su estado de oxidación cuando pasa de una sustancia a otra. Un ejemplo de esto ocurre en las reacciones de doble desplazamiento y las de neutralización.

Reactivo Na_2SO_4 + MgCl_2 | → | Producto MgSO_4 + 2NaCl
Sodio (1+) |  | Sodio (1+)
Azufre (6+) |  | Azufre (6+)
Oxígeno (2–) |  | Oxígeno (2–)
Magnesio (2+) |  | Magnesio (2+)
Cloro (1–) |  | Cloro (1–)

▲ Cuando un elemento metálico se corroe, aumenta su estado de oxidación.

En la reacción entre el sulfato de sodio y el cloruro de magnesio observamos que se mantiene el estado de oxidación de los elementos cuando forman parte de los reactivos y luego cuando forman parte de los productos.

1. El elemento aumenta su estado de oxidación, en cuyo caso se dice que sufrió una oxidación. Por ejemplo:

 | El hierro aumenta su estado de oxidación de cero (0) a (3+).
 | El cloro aumenta su estado de oxidación de (1–) a cero (0).

1. El elemento disminuye su estado de oxidación, en cuyo caso se dice que sufrió una reducción. Por ejemplo:

 | El oxígeno disminuye su estado de oxidación de cero (0) a (2–).
 | El sodio disminuye su estado de oxidación de (1+) a cero (0).

Humor

Reacciones de oxidación y reducción

Una reacción química donde los elementos cambian su estado de oxidación, se denomina reacción de oxidación y reducción; algunos autores las denominan reacciones redox.

En una reacción de este tipo, los elementos que se oxidan, pierden electrones; y los elementos que se reducen ganan electrones. Estos dos procesos se expresan mediante las semiecuaciones de oxidación y reducción. Ejemplo:

Semiecuación de oxidación | Fe^0 – 3e^– → Fe^3+
Semiecuación de reducción | Cl_2^0 + 2e^– → 2Cl^1–

Para el cumplimiento de la Regla del Octeto, el proceso de oxidación y reducción solo puede hallarse en el intervalo de [–7, 7].

Problema resuelto

En la siguiente ecuación química realiza lo que se solicita:

1. Zn + 2HCl → ZnCl_2 + H_2

1. Establecer los números de oxidación de los elementos.

^

1. Identificar el elemento que se oxida y el que se reduce.

^

1. Plantear las semiecuaciones de oxidación y de reducción.

Semiecuación de oxidación | Zn^0 – 2e^– → Zn^2+
Semiecuación de reducción | 2H^+ + 2e^– → H_2^0

Problema propuesto

En la siguiente ecuación química realiza lo que se solicita:

1. CO_2 + H_2 → CO + H_2O

1. Establecer los números de oxidación de los elementos.

1. Identificar el elemento que se oxida y el que se reduce.

1. Plantear las semiecuaciones de oxidación y de reducción.

Semiecuación de oxidación |
Semiecuación de reducción |

Interdisciplinariedad

Química y Matemática

Un sistema de ecuaciones es un conjunto de ecuaciones que comparten una o más incógnitas. En el caso de las ecuaciones de oxidación y reducción, comparten el mismo número de electrones movilizados.

Balanceo de ecuaciones de oxidación y reducción

Los procesos de oxidación y reducción son simultáneos; siempre que un elemento se oxide, existirá un elemento que se reduzca. En otras palabras, los electrones perdidos por un elemento deben estar en igual balance con los electrones ganados por otro elemento. Es por esto que el balanceo de una ecuación de oxidación y reducción requiere primero el balance de los electrones en juego.

Pasos para balancear una ecuación de oxidación y reducción

Existen algunos métodos para balancear una ecuación de oxidación y reducción; en este texto emplearemos el método del número de oxidación.

▲ El conocimiento de ecuaciones matemáticas es clave para resolver ejercicios y problemas de óxido-reducción.

Paso 1. Establecer los estados de oxidación de todos los elementos e identificar los elementos que se oxidan y se reducen, el agente oxidante (AO) y el agente reductor (AR). Ejemplo:

Paso 2. Establecer las semiecuaciones de oxidación y reducción. Por la ley de conservación de la materia, deben existir 2Br en los reactivos para que aparezca una molécula Br_2 en los productos.

Semiecuación de oxidación | 2Br^– – 2e^– → Br_2^0
Semiecuación de reducción | Mn^7+ + 5e^– → Mn^2+

Paso 3. Eliminar los electrones mediante sistema de ecuaciones. Se intercambian los coeficientes de los electrones para eliminarlos.

Paso 4. Trasladar los coeficientes obtenidos a la ecuación original.

Elemento | Reactivo | Producto | Observación
Metales | K ⇒ 10 + 2 = 12 (antes) | K ⇒ 6 x 2 = 12 | Colocamos 6 en el K_2SO_4
No metales | S ⇒ 8 | S ⇒ 2 + 6 = 8 (después) | Colocamos 8 en el H_2SO_4
Oxígenos | O ⇒ 2 x 4 + 8 x 4 = 40 (antes) | O ⇒ 2 x 4 + 6 x 4 + 8 = 40 | Colocamos 8 en el H_2O
Hidrógenos | H ⇒ 8 x 2 = 16 | H ⇒ 8 x 2 = 16 |

Paso 5. Balancear los demás elementos por ensayo-error, iniciar con los metales, luego los no metales, oxígenos y por último los hidrógenos, ellos confirmarán el correcto balanceo de la ecuación.

10KBr + 2KMnO_4 + 8H_2SO_4 → 2MnSO_4 + 6K_2SO_4 + 5Br_2 + 8H_2O

Las reacciones químicas y sus ecuaciones: introducción a la estequiometría

I CN.Q.5.1.26. Aplicar y experimentar diferentes métodos de igualación de ecuaciones tomando en cuenta el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa y la energía, así como las reglas de número de oxidación en la igualación de las ecuaciones de óxido-reducción.

I CN.Q.5.2.10. Calcular y establecer la masa molecular de compuestos simples a partir de la masa atómica de sus componentes, para evidenciar que estas medidas son inmanejables en la práctica y que, por tanto, es necesario usar unidades de medida mayores, como el mol.

● Las reacciones químicas y sus ecuaciones: introducción a la estequiometría

Saberes previos

Conocer de estequiometría es fundamental también para la ecología. Por ejemplo permite medir de la concentración de ozono en la atmósfera. ¿Verdadero o falso? Justifica tu respuesta.

Desequilibrio cognitivo

¿Se puede determinar cuánta materia reaccionará o se producirá en un cambio químico, si solo se conoce el dato de una de las sustancias involucradas?

El comportamiento de la materia está regido por cuatro leyes a las que se denominan leyes ponderales de la Química:

Cuando la materia sufre transformaciones, unas sustancias se transforman en otras, la energía ingresa o sale del sistema, enlaces químicos se forman y se rompen; existe un aparente caos, cuyo fin es encontrar un nuevo orden para las agrupaciones atómicas en donde el comportamiento de la materia y la energía están determinadas por las leyes ponderales de la Química.

La estequiometría es la parte de la Química que mide las relaciones proporcionales que existen entre los elementos y compuestos que forman parte de una combinación o reacción química.

Para la estequiometría son muy importantes las proporciones, es decir, las relaciones de correspondencia que existen entre todas las sustancias que están involucradas en una molécula o en una reacción química.

Ley de conservación de la materia de Lavoisier

Ley de las proporciones recíprocas de Richter

Ley de las proporciones múltiples de Dalton

Ley de las proporciones definidas de Proust

Ecuación estequiométrica

La ecuación estequiométrica es una ecuación correctamente balanceada, de ella podemos obtener información relacionada acerca de las cantidades de reactivos y productos involucrados en una determinada reacción química. Por ejemplo, de esta ecuación podemos obtener la siguiente información:

 | 2KOH + H_2SO_4 → K_2SO_4 + 2H_2O
 | Sustancias que reaccionan | Sustancias que se producen
Cantidad moléculas | 2 moléculas de KOH | 1 molécula de H_2SO_4 | 1 molécula de K_2SO_4 | 2 moléculas de H_2O
Cantidad moles | 2 moles de KOH | 1 mol de H_2SO_4 | 1 mol de K_2SO_4 | 2 moles de H_2O
Cantidad masa | 112,2 g KOH | 98,0 g H_2SO_4 | 174,2 g K_2SO_4 | 36,0 g H_2O
Cantidad moléculas por moles | 1,20 x 10^24 moléculas | 6,02 x 10^23 moléculas | 6,02 x 10^23 moléculas | 1,20 x10^24 moléculas

Relaciones estequiométricas

En una reacción química, las cantidades de sustancias que reaccionan junto con las cantidades de sustancias que se producen se hallan relacionadas de forma proporcional. Por lo tanto, si se conoce en qué cantidad está involucrada una de ellas se puede calcular la cantidad teórica de las otras sustancias, haciendo uso de factores de relación. Para comprender mejor estas relaciones estequiométricas tomaremos como ejemplo la reacción de corrosión de 15,0 g de hierro con ácido clorhídrico en exceso, en donde calcularemos:

2Fe + 6HCl → 2FeCl_3 + 3H_2

1. Las moles de ácido clorhídrico que reaccionan.
2. Los gramos de cloruro férrico que se producen.
3. Las moles de hidrógeno que se desprenden.

Interdisciplinariedad

Chemistry and English mole

SI base unit for the amount of substance (symbol: mol). The mole is the amount of substance of a system which contains as many elementary entities as there are atoms in 0.012 kilogram of carbon-12.

When the mole is used, the elementary entities must be specified and may be atoms, molecules, ions, electrons, other particles, or specified groups of such particles. (IUPAC, 2014, pág. 948).

▲ El conocimiento del idioma inglés te permitirá acceder a más información del fascinante mundo de la Química.

1. Relaciones mol-mol

Datos | Resolución
1. Establecemos la relación estequiométrica: 6HCl:2Fe
6 mol HCl reaccionan con 2 mol Fe
m_Fe = 15,0 g
n _HCl = ¿?
1. Transformamos los gramos de hierro a moles de hierro:
^ mol Fe
2. Utilizamos el factor de relación de 6HCl:2Fe que nos proporciona la ecuación estequiométrica:
^ mol HCl que reaccionan

1. Relaciones masa–masa

Datos | Resolución
1. Establecemos la relación estequiométrica: 2FeCl_3: 2Fe
6 x 36,4 g FeCl3 son producidas por 2 x 55,8 g Fe.
m_Fe = 15,0 g
m _FeCl_3 = ¿?
1. Utilizamos el factor de relación:
218,4 g FeCl_3: 111,6 g Fe
^ FeCl_3 que se producen

1. Relaciones mol-masa

Datos | Resolución
1. Establecemos la relación estequiométrica: 3H_2:2Fe
2 x 55,8 g Fe producen 3 mol H_2
2 mol H_2: 111,6 g Fe
n_F_e = 15,0 g
n _H_2 = ¿?
1. Utilizamos el factor de relación:
3 mol H_2: 111,6 g Fe

^ mol H _2 que se desprenden

Problema resuelto

Determinar el rendimiento porcentual en la reacción entre el hierro y el ácido clorhídrico, del problema de la derecha, si se conoce que en el laboratorio se logró obtener 0,21 moles de cloruro ferroso.

Problema propuesto

Calcula el rendimiento porcentual si en la síntesis del amoniaco teóricamente debe obtenerse 200,0 g de NH_3, pero en la práctica solo se obtuvo 109,0 g de este gas.

Reactivo limitante y reactivo en exceso

En todas las reacciones químicas existe un reactivo que al consumirse en su totalidad señala el fin del cambio químico, a esta sustancia se la denomina reactivo limitante (RL). Al mismo tiempo, al finalizar la reacción química queda un sobrante de otro reactivo, que se le llama reactivo en exceso (RE). Para esto se calcula la cantidad de producto obtenido con cada reactivo, el reactivo limitante es aquel que produce la menor cantidad de producto.

Problema resuelto

Se hacen reaccionar 15,0 g de hierro con 25,0 g de ácido clorhídrico, que se hallan disueltos en solución acuosa. Determinar el reactivo limitante y cuánto reactivo en exceso sobra luego de la reacción.

^

Datos | Resolución
m_Fe: 15,0 g
m _HCl: 25,0 g
1. Calcular la cantidad de producto obtenido a partir de los dos reactivos
^
2. Identificar el reactivo limitante y en exceso.
RL: ácido clorhídrico, puesto que es el que menos cloruro férrico produce.
RE: Hierro
3. Calcular cuánto reactivo en exceso se consume.
^
4. Determinar por diferencia cuánto reactivo en exceso sobra. 15,0 g Fe – 12,7 g Fe = 2,3 g Fe sobrante

TIC

Ingresa en el siguiente link y prueba determinar el reactivo limitante con diferentes valores:

www.mayedu.ec/quim2/p118

Rendimiento de una reacción

Los cálculos estequiométricos de los productos siempre nos proporcionan la máxima cantidad que se puede obtener en una reacción química, a este valor se denomina rendimiento teórico. En el laboratorio y en la industria no sucede esta situación ideal; las condiciones de temperatura, presión, humedad, pH y otras pueden alterar el rendimiento. A la cantidad real de producto obtenido se denomina rendimiento real. El rendimiento porcentual es el porcentaje de producto obtenido realmente en relación al calculado teóricamente. Se lo calcula con la fórmula:

Reacciones de transferencia de electrones: introducción a la termoquímica

I CN.Q.5.1.24. Interpretar y analizar las reacciones de oxidación y reducción como la transferencia de electrones que experimentan los elementos.

I CN.Q.5.2.8. Deducir y comunicar que las ecuaciones químicas son las representaciones escritas de las reacciones que expresan todos los fenómenos y transformaciones que se producen.

● Reacciones de transferencia de electrones: introducción a la termoquímica

Saberes previos

¿Puedes dar ejemplos de reacciones exotérmicas que sucedan a diario en tu cuerpo?

Desequilibrio cognitivo

¿Mediante qué procesos químicos se puede obtener energía?

En las reacciones químicas no solamente se produce transformación de la materia, también se producen transformaciones energéticas. A la Ley de conservación de la materia que rige un cambio químico, le acompaña la Ley de conservación de la energía: “La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma”. Si se considera a una reacción química como un sistema, la energía inicial debe ser igual a la energía final.

A la energía absorbida o liberada se la denomina “Entalpía de reacción”, y se la identifica con el símbolo (∆H^0_r), su valor se expresa en Julios o calorías.

A las ecuaciones en las que consta el valor de la entalpía, se les llama ecuaciones químicas termodinámicas. De acuerdo con lo anterior, y como se había explicado en la unidad 1, las reacciones químicas se clasifican en dos tipos:

En las reacciones endotérmicas la energía requerida puede suministrarse en forma de calor, electricidad, radiación, entre otras; esta energía suministrada puede provenir de diversas fuentes:

Humor

- Una fuente de calor como el mechero de Bunsen, la cocina, un calefactor, entre otros.
- Una fuente de radiación como la radiación ultravioleta (UV) proveniente del sol.
- Una fuente eléctrica que forme parte de un circuito o el rayo de una tormenta eléctrica.
- Otras fuentes que produzcan energía como la frotación, los choques, etc.

La entalpía de una reacción química endotérmica que se expresa con los símbolos (+∆H). Un ejemplo importante de reacción endotérmica es la fotosíntesis:

Ecuación termodinámica | 6CO_2 + 6H_2O → C_6H_12O_6 + 6O_2 + 2801,8 kJ

En esta reacción, ∆H^0r equivale a 2 801,8 kJ, que es la cantidad de energía radiante (UV) requerida para que se produzca el cambio químico.

Ejes transversales

Salud

La fuente de energía para seres heterótrofos como los humanos, proviene de los alimentos. Una buena nutrición está basada en el consumo aproximado de 2 000 calorías al día; esto para evitar la obesidad y la delgadez extremas.

Calcula ¿cuántas calorías estás consumiendo en el día? Para ello, utiliza la información nutricional que consta en la etiqueta de los alimentos.

Reacciones exotérmicas

En las reacciones exotérmicas, la formación de nuevas sustancias libera energía en diversas formas:

Luz

- Ejemplo: la combustión de materiales.
- Oxidación de algunos metales como el magnesio.

Electricidad

- Ejemplo: las reaciones de oxidorreducción dentro de las pilas y baterías.

Energía cinética

- Ejemplo: el desplazamiento de los gases que se forman y se desprenden del sistema.
- El desplazamento de los cuerpos en la explosión de TNT.

Energía sonora

- Las ondas de sonido en la explosión de TNT.
- El sonido del burbujeo de un proceso efervescente.

El cambio químico inverso a una determinada reacción debe presentar la misma cantidad de energía al inicio de la reacción y al final de la reacción. Por ejemplo: la ecuación contraria a la fotosíntesis es la combustión de la glucosa, en donde se libera energía en la misma cantidad en que fue absorbida, así:

Ecuación termodinámica | C_6H_12O_6 + 6O_2 → 6CO_2 + 6H_2O – 2801,8 kJ

Se debe aclarar que la entalpía de una reacción química es la medida del calor que interviene en el proceso químico y no es una medida de otra forma de energía (eléctrica, radiante, etc.). Sin embargo, la absorción o emisión de calor a partir de un proceso químico es una señal que nos confirma que la energía del sistema se está transformando en otro tipo de energía; por ejemplo: la energía radiante (UV) que interviene en la fotosíntesis se transforma en energía potencial que queda almacenada en la molécula de glucosa. Luego, al combustionarse la molécula de glucosa se libera nuevamente esa energía en distintas formas.

Entalpía de formación

Cuando los elementos se combinan para formar compuestos, liberan energía en forma de calor, a esta energía se la llama entalpía de formación estándar (∆H^0f).

El valor de las entalpías de formación se mide en condiciones estándar de presión  y temperatura.

Algunas entalpías de formación

La energía de formación de los elementos se considera nula.

Compuestos inorgánicos | ∆H^0_fk J/mol | Compuestos orgánicos | ∆H^0_f kJ/mol
H_20 (g)
H _20 (l)
HF (g)
HCl (g)
NaCl (s)
CaO (s)
CaCO _3 (s, calcita)
CO (g)
CO _2 (g)
NO (g)
NH _3 (g)
SO _2 (g)
SO _3 (g)
–241,818
–285,830
–268,6
– 92,3
–411,0
–635,09
–1 206,92
–110,53
–393,51
+90,25
–46,11
–296,83
–395,72
Metano
Etano
Eteno/Etileno
Etino/Acetileno
Propano
n-Butano
n-Hexano
Benceno
Metanol
Etanol
Ác. fórmico/metanoico
Ác. acético/etanoico
Cloroformo
CH_4 (g)
C _2H_6 (g)
C _2H_4 (g)
C _2H_2 (g)
C _3H_8 (g)
C _4H_10 (g)
C _6H_14 (l)
C _6H_6 (l)
CH _3OH (l)
C _2H_5OH (l)
HCOOH (l)
CH _3COOH (l)
CHCl _3 (l)
–74,85
–83,85
+52,51
+227,48
–104,68
–125,65
–167,2
+49,08
–238,6
–277,69
–409,2
–484,5
–131,8

^Fuente: http://datateca.unad.edu.co/contenidos/358005/contLinea/18.jpg

Conservación de la energía

Para cumplir con la ley de conservación de la energía, la suma algebraica de las entalpías de formación de los reactivos debe ser igual a la suma algebraica de la entalpía de formación de los productos ±∆H.

Entalpía de reacción

Es la diferencia entre las energías de formación de los reactivos y productos, se calcula con la siguiente fórmula:

∆H^0_reacción = ∑∆H^0_f _productos – ∑∆H^0_f reactivos

Problema propuesto

A partir de las entalpías de formación estándar, determinar si la reacción de combustión del etileno es exotérmica o endotérmica:

C_2H_4 + 3O_2 → 2CO_2 + 2H_2O

Problema resuelto

Calcular el valor de la entalpía de reacción y establecer si la descomposición del carbonato de calcio es exotérmica o endotérmica.

Datos Entalpías de formación (∆H^0f) | Resolución ∆H^0_reacción = ∑∆H^0_f productos – ∑∆H^0_f reactivos
CaCO_3(s) = –635,6 kJ
CaO_(s)= –635,6 kJ
CO_2(g) = –393,5 kJ
CaCO_3(s) → CaO_(s) + CO_2(g)
∆Hr = [(–635,6 kJ) + (–393,5 kJ)] – [(–1206,0 kJ)]
∆Hr = + 177 kJ
La reacción es endotérmica

Las reacciones exotérmicas son de enorme importancia para nuestra civilización, puesto que son fuentes de energía. Como  ejemplos tenemos la combustión de combustibles fósiles y la obtención de energía eléctrica a partir de procesos de oxidación y reducción.

Química de disoluciones y sistemas dispersos: electroquímica

I CN. Q.5.1.24. Interpretar y analizar las reacciones de oxidación y reducción como la transferencia de electrones que experimentan los elementos.

D CN.Q.5.1.27. Examinar la diferente actividad de los metales, mediante la observación e interpretación de los fenómenos que se producen en la experimentación con agua y ácidos diluidos.

I CN.Q.5.3.12. Establecer y comunicar los factores que inciden en la velocidad de la corrosión y sus efectos, para adoptar métodos de prevención.

● Química de disoluciones y sistemas dispersos: electroquímica

Saberes previos

Antes, las tuberías para conducir agua potable eran de hierro galvanizado, hoy son de PVC. ¿Puedes explicar por qué es preferible este último?

Desequilibrio cognitivo

¿Por qué el hierro se oxida y el oro no?

Interdisciplinariedad

Química y Física

La carga eléctrica que fluye a través de un conductor en determinado tiempo se denomina intensidad de corriente (I).

Averigua con tu profesor de Física si existe una relación entre la intensidad de corriente y el medio conductor.

▲ Celda electrolítica

En las reacciones de oxidación y reducción, la transformación de la materia y la energía implica un flujo de electrones; si este flujo de electrones sucede a través de un medio conductor, como una solución acuosa, se produce corriente eléctrica.

Las reacciones de oxidación y reducción que se producen en un medio acuoso pueden derivar en dos fenómenos electroquímicos importantes: la electrólisis y los potenciales de electrodos.

En los laboratorios y en la industria, estos dos fenómenos se los aplica a través de la celda electroquímica, un aparato que forma parte de un circuito eléctrico donde se produce la oxidación y reducción en medio acuoso. Dependiendo del tipo de la celda, puede suceder:

Electrólisis

La electrolisis es ampliamente utilizada en la industria para la obtención y purificación de metales. El primero en utilizar el término electrolisis fue Faraday. El empleo de la electricidad en la química permitió descubrir metales que nunca se los halla libres en la naturaleza, como el sodio y el potasio.

La electrolisis es un proceso de oxidación y reducción que consiste en descomponer una sustancia que se halla disuelta formando una solución iónica, a través de la cual se hace pasar corriente eléctrica. Tenemos como ejemplo la electrolisis del cloruro de sodio:

2NaCl + E → 2Na + Cl_2

Reacción anódica | La oxidación se produce en el electrodo positivo (+), ánodo: 2Cl ^1– – 2e^– → Cl_2^0
Reacción catódica | La reducción se produce en el electrodo negativo (–), cátodo: 2Na ^1+ + 2e^– → 2Na^0

Laboratorio casero

Coloca una moneda oxidada de cobre en agua. Luego de 10 minutos coloca en el mismo recipiente un clip metálico. Deja transcurrir unos minutos y observa lo que ha sucedido con el clip.

Intenta explicar qué sucedió.

Galvanoplastia

Una de las aplicaciones más importantes de la electrólisis es la galvanoplastia, un proceso que consiste en depositar un metal sobre un cuerpo sólido, haciendo pasar electricidad por una solución salina de dicho metal.

La celda electrolítica para la galvanoplastia está constituida de un ánodo del metal sumergido en una solución salina del metal; el cuerpo que será recubierto, actúa como cátodo. En el proceso de galvanoplastia sucede una reacción de oxidación y reducción.

Ecuación anódica M ^0 –e^– → M^+ | El metal se oxida y sale de la placa para formar parte de la solución.
Ecuación catódica M ^+ +e^– → M^0 | El metal sale de la solución y se deposita en el objeto sólido.

▲ Los baños de plata y oro a piezas metálicas son comunes en el oficio de joyería.

▲ Baño de plata mediante galvanoplastia.

En la celda electrolítica de la gráfica superior, la plata metálica de la placa se oxida e ingresa a formar parte de la solución. Los iones Ag^+ de la solución se reducen y se depositan en la cuchara

Ecuación anódica | Ag^0 – e^– → Ag^+
Ecuación catódica | Ag^+ + e^– → Ag^0

▲ Tubos galvanizados

En la galvanoplastia se puede emplear diferentes metales para recubrir los cuerpos sólidos. Uno de los metales más empleados es el zinc, que se utiliza para recubrir piezas de hierro y evitar que se forme la herrumbre. Por ejemplo, en la fabricación de tubos y clavos galvanizados.

El cromo y el níquel son otros metales empleados en galvanoplastia, para recubrir y garantizar que el objeto no se corroa; por ejemplo en las camas cromadas y los guardachoques niquelados de los automóviles.

Otro uso de la galvanoplastia está en el oficio de la joyería, en donde los baños de oro, plata y platino son muy difundidos y apreciados.

▲ Las celdas voltaicas se utilizan en las pilas.

Celdas voltaicas o galvánicas

Existen reacciones de oxidación y reducción que se producen espontáneamente y que pueden generar electricidad. El sistema donde se produce este fenómeno electroquímico se denomina celda voltaica o celda galvánica.

Las celdas voltaicas o galvánicas están constituidas por dos medias celdas; cada media celda está aislada de la otra y contiene:

- Una placa de diferente metal.
- Una solución salina del mismo anión pero del metal correspondiente a la media celda.
- Las placas metálicas se hallan conectadas a través un conductor, en medio del cual está una resistencia (foco u otro aparato eléctrico).
- Las medias celdas se conectan a través de un puente salino del mismo anión o de un tabique poroso.

En las celdas galvánicas el proceso de oxidación y reducción es espontáneo. Entre el ánodo y el cátodo se crea una diferencia de potencial que es aprovechada por el ser humano, mediante un aparato denominado pila.

Serie de actividad de los metales

Uno de los materiales más importantes en las celdas electrolíticas son los metales empleados en los ánodos y en los cátodos. Los metales que pueden ceder más fácilmente electrones son al mismo tiempo más eléctricamente activos. Un metal más activo será capaz de oxidarse con facilidad y remplazar al hidrógeno u otro metal en la solución.

En la serie de actividad de los metales, ningún metal remplazará a otro que se halle sobre él, pero sí podrá remplazar a uno que se halle por debajo.

Problema resuelto y propuesto

Utilizando la serie de actividad de los metales deduce si la reacción de oxidación y reducción es o no posible; si es así, completa la ecuación.

Zn + NaCl_(ac) → X | No se produce la reacción porque el zinc está debajo del sodio en la serie.
Zn + CuCl_2(ac) → ZnCl_2 + Cu | Sí se produce la reacción porque el zinc está sobre el cobre en la serie.
FeSO_4 + Cu → |
CuSO_4 + Fe → |

Química de disoluciones y sistemas dispersos: baterías y pilas

I CN.Q.5.1.24. Interpretar y analizar las reacciones de oxidación y reducción como la transferencia de electrones que experimentan los elementos.

● Química de disoluciones y sistemas dispersos: baterías y pilas

Saberes previos

¿Por qué las baterías de celulares que ya están inservibles no se deben arrojar junto con la basura común?

Desequilibrio cognitivo

¿Pueden las reacciones de oxidación y reducción ser reversibles?

Las pilas son dispositivos electroquímicos formados por dos placas llamadas electrodos, que se hallan sumergidas en una solución electrolítica, en donde se producen reacciones de oxidación y reducción, que permiten la producción de energía eléctrica. Las celdas galvánicas o voltaicas son pilas.

Las baterías son un conjunto de pilas o celdas electroquímicas, colocadas en serie con el fin de producir un mayor voltaje.

Diagrama de celdas electroquímicas

Las semiceldas que conforman una pila se simbolizan escribiendo reacción anódica a la izquierda y catódica a la derecha. Tomando por ejemplo la pila de Daniell, que consiste en un electrodo de zinc (ánodo) y otro electrodo de cobre (cátodo), en solución salina, como se muestra en el gráfico adjunto.

▲ Pila de Daniell.

Ánodo | Puente salino | Cátodo
Semicelda de oxidación | Semicelda de reducción
Zn_(s) | Zn^2+_(ac) | || | Cu^2+_(ac) | Cu_(s)
Zn_(s) | Zn^2+_(ac) || Cu^2+_(ac) | Cu_(s)

De acuerdo al diagrama de la pila, las ecuaciones catódica y anódica serían las siguientes:

Ecuación anódica | Zn^0 – 2e^– → Zn^2+
Reacción catódica | Cu^2+ + 2e^– → Cu^0
Ecuación oxidación–reducción | Zn_(s) + Cu^2+_(ac) → Zn^2+_(ac) + Cu_(s)

Una de las clasificaciones de las pilas se establece en función de la reversibilidad de las reacciones químicas, que son las productoras de la corriente eléctrica:

- Pila primaria, es aquella que no se puede recargar, por lo tanto la reacción es irreversible. Esta pila es desechable.
- Pila secundaria o acumulador, es aquella cuya reacción química es reversible y puede volverse a cargar.

Una pila o batería recargable puede remplazar aproximadamente a 300 desechables.

Problema propuesto y resuelto

Escribe el diagrama de las celdas que corresponden a las reacciones expuestas a continuación:

Reacción oxidación-reducción
Pb_(s) | Cu^2+_(ac) | → | Pb^2+_(ac) | Cu_(s)
Diagrama de celda
Pb_(s) | Pb^2+_(ac) || Cu^2+_(ac) | Cu_(s)

Reacción oxidación-reducción
Cr_(s) | 3Ag^1+_(ac) | → | Cr^3+_(ac) | 3Ag_(s)
Diagrama de celda

Ejes transversales

Ambiente

La Constitución de la República garantiza los derechos de la Pacha Mama:

“Art. 71.- […]
El Estado incentivará a las personas naturales y jurídicas, y a los colectivos, para que protejan la naturaleza,...”.

Dialoga con tus compañeros sobre ¿qué vas a hacer de ahora en adelante con las baterías gastadas?

▲ Pila seca y pila de mercurio.

Tipos de pilas
1. De acuerdo al sistema disperso
Otra manera de clasificar a las pilas es en función al aspecto que presenta el sistema disperso donde se halla disuelto el electrolito.
2. De acuerdo con la composición de los electrodos o electrolitos

- Pila de Leclanché. Es una pila primaria húmeda; el ánodo es una varilla de carbono y el cátodo es una lámina de zinc.
- Pilas alcalinas. El electrolito es hidróxido de potasio y el zinc se halla en polvo y no en lámina, además contienen óxido de manganeso como oxidante. Son muy difundidas en la actualidad.
- Pila de mercurio. Uno de los electrodos de esta pila es de mercurio o una amalgama; se deben manipular con extremo cuidado.
- Acumulador de plomo. El ánodo de esta batería es de plomo y el cátodo es óxido de plomo; la solución acuosa está constituida por ácido sulfúrico.
- Pila de níquel. El cátodo está constituido por hidruro de níquel y el ánodo puede ser óxido, hierro o cadmio.

Corrosión y contaminación debido a las pilas y baterías

I CN.Q.5.3.12. Establecer y comunicar los factores que inciden en la velocidad de la corrosión y sus efectos, para adoptar métodos de prevención.

D CN.Q.5.3.13. Examinar y comunicar los contaminantes y los efectos que producen en el entorno natural y la salud humana basándose en su toxicidad y su permanencia en el ambiente; y difundir el uso de prácticas ambientalmente amigables que se pueden utilizar en la vida diaria.

● Corrosión y contaminación debido a las pilas y baterías

Humor

Las sustancias químicas que contienen las pilas son sumamente reactivas y peligrosas; muchos de los componentes de estos dispositivos son metales pesados que perjudican la salud de los seres vivos y contaminan el medioambiente.

A pesar de que actualmente se han inventado mejores blindajes para aislar los componentes activos de las pilas, estos con el tiempo terminan corroyéndose y dejando en libertad el contenido; debido a esto el desecho de pilas y baterías usadas tiene un tratamiento específico y se lo considera desecho tóxico.

En la Normativa Ambiental del Acuerdo Ministerial No. 061, publicado en mayo de 2015, se determina:

"Art. 79 Desechos peligrosos.- A efectos del presente Libro se considerarán como desechos peligrosos, los siguientes:

a) Los desechos sólidos, pastosos, líquidos […] que contengan alguna sustancia que tenga características corrosivas, reactivas, tóxicas, inflamables, biológico-infecciosas y/o radiactivas, que representen un riesgo para la salud humana y el ambiente de acuerdo a las disposiciones legales aplicables; y,” (Ministerio del Ambiente, 2016).

En la actualidad, en casi todos los países, se han establecido leyes y normativas que regulan el destino final de estos dispositivos electroquímicos; sin embargo, cada una de las personas es responsable de darle el adecuado tratamiento a las pilas y baterías que han perdido su vida útil.

Recomendaciones sobre el uso de la pilas y baterías:

- No perforarlas para evitar el derrame de su contenido corrosivo; a más de contaminar al ambiente puede terminar causando serias lesiones en la piel.
- No colocarlas al fuego, muchos componentes de las pilas pueden explotar al exponerlos a altas temperaturas.
- No tirarlas en el suelo ni enterrarlas; con el tiempo el blindaje de las pilas se corroe y deja en libertad el material contaminante, estos residuos son disueltos con el agua de lluvia y luego arrastrados hasta acuíferos y ríos provocando mayor contaminación.
- Depositar las pilas y baterías viejas en los lugares de recolección de estos dispositivos.
- Sustituir baterías desechables por baterías recargables.

▲ Las baterías de los celulares también son desechos tóxicos.

La batería del teléfono celular

Las baterías de los teléfonos celulares son pilas secundarias de níquel-cadmio; también están consideradas entre los desechos tecnológicos tóxicos, por lo tanto, se las debe tratar con las mismas precauciones que las otras baterías.

Ciencia, tecnología y sociedad

Ciencia, tecnología y sociedad

¿Cómo se investiga en Química?

¿Cómo se investiga en Química?

Organización de un artículo científico

Recordemos que el objetivo de redactar un artículo científico es comunicar los resultados de investigaciones; las ideas y discusiones deben redactarse de manera ordenada, clara y fidedigna.

El artículo científico puede estar organizado de varias formas, a continuación exponemos algunas:

Artículo científico

- Resumen o Abstract: se redacta un resumen de lo que contiene el artículo científico.
- Introducción: se expone el propósito y la relevancia de la investigación.
- Materiales y metodología: explica las técnicas empleadas en la investigación.
- Resultados: se presentan los datos y mediciones experimentales utilizando cuadros estadísticos, de dispersión o incertidumbre.
- Discusión: se contrasta el nuevo conocimiento del tema con el previo.
- Conclusiones: contiene la verificación o anulación de las hipótesis expuestas al inicio de la investigación.

Tarea
Revisa en el siguiente enlace el artículo científico: "El agua de enjuague en la galvanoplastia" e identifica cada una de las partes de un artículo científico.

www.mayedu.ec/quim2/p133

Laboratorio 4

Laboratorio 4

Elaboración de una batería casera

Datos informativos
Institución educativa:
Nombre del estudiante: ​
Curso y paralelo: ​                                                           Fecha: ​

Reactivos

- 250 g de papas cholas grandes
- 250 g de papas leonas
- 250 g de papas chauchas
- Lámina de zinc (1 cm x 2 cm)
- Moneda de cobre

Materiales

- Alambre de cobre
- Lagartos o pinzas
- Foco LED
- Voltímetro
- Lija

Objetivos

1. Elaborar una batería casera a partir de diferentes especies de papas.
2. Comprobar que las reacciones de oxidación y reducción que se producen en los alimentos también son generadores de electricidad.

Procedimiento

Primera parte:

1. Lava las papas, sécalas y colócalas en fila.
2. Coloca una lámina de zinc y una moneda de cobre en cada papa chola, debes colocarlas a una distancia de 3 cm.
3. Arma un circuito en serie uniendo los cables a las láminas de zinc y monedas con los lagartos.
4. Ten precaución de que cada alambre se halle conectado entre una moneda y una lámina de zinc.
5. Por último, conecta el foco LED al circuito, pregunta a tu maestro qué parte del LED debe conectarse al cátodo y al ánodo.

Segunda parte:

1. Cuando el circuito se halle armado y hayas comprobado su funcionamiento con el foco LED, mide el voltaje producido por la batería de papa chola y anota en la tabla de datos No. 1.
2. Repite el procedimiento con cada especie de papa.

Seguridad y recomendaciones

1. Cada vez que vuelvas a armar el circuito con las diferentes especies de papas, lija los electrodos para retirar la capa producida por la actividad electroquímica.
2. Utiliza con cuidado el foco LED, puesto que puede quemarse.
3. Al terminar la práctica verifica que el voltímetro quede apagado, retira y envuelve los cables.

Gráfico

Observaciones:

Escribe las partes que conforman una pila voltaica o galvánica.

Resultado de las observaciones

Tabla de datos No. 1

Baterías | Voltaje
Papa chola |
Papa leona |
Papa chaucha |

Conclusiones

Proyecto de emprendimiento

Proyecto de emprendimiento ^

Tema: Limpiadores de objetos de plata

Justificación

En los hogares suele tenerse objetos de plata, como aretes, anillos, pulseras. En condiciones más acomodadas se dispone de objetos ornamentales y platería.

El uso y varias condiciones ambientales pueden oscurecer estos objetos debido a la formación de sulfuros.

Existen muy pocos profesionales que ofrezcan el servicio de limpiado de plata, por tal motivo es una buena oportunidad para aplicar los conocimientos aprendidos para emprender una empresa que preste este servicio.

Objetivos

1. Ofertar el servicio de limpiadores de artículos de plata.
2. Aplica los conocimientos aprendidos en un proyecto productivo.

Materiales

- Bicarbonato de sodio
- Papel aluminio
- Esponjas de platos
- Baldes
- Guantes
- Mandiles

Producción

- Forrar el interior del balde con papel aluminio.
- Sumergir el objeto de plata en el recipiente.
- Añadir agua y bicarbonato de sodio.
- Dejar reposar unos 10 min.
- Fregar con la esponja de platos.
- Enjuagar y secar.
- Nota: no olvides utilizar los guantes cuando tomes contacto con los reactivos.

Comercialización

- Elaborar tarjetas de presentación.
- Ofertar el servicio entre conocidos y en las redes sociales.
- Acudir y brindar el servicio a domicilio.
- Si las personas que solicitan el servicio no son conocidas deben ir acompañados de una persona adulta.

Conclusiones:

- ¿Cómo pueden mejorar su estrategia de ventas?
- ¿Qué más se podría implementar para garantizar un excelente trabajo?

Evaluación del proyecto | Sí | No | En parte
Se cumplieron los objetivos. |  |  |
Se brindó un trabajo de calidad. |  |  |
Los clientes quedaron satisfechos. |  |  |

Autoevaluación | Sí | No | En parte
Pudiste trabajar en equipo sin dificultad. |  |  |
Tuviste una comunicación adecuada, cálida y oportuna con las personas. |  |  |
Te esforzaste porque todas las actividades del proyecto se cumplieran a tiempo y con los mejores resultados. |  |  |

Tecnologías de la Información y la Comunicación

Tecnologías de la Información y la Comunicación

Batería y voltaje

1. Ingresa en el siguiente enlace, descarga y ejecuta la aplicación de batería y voltaje.

- https://phet.colorado.edu/es/simulation/legacy/battery-voltage

1. Identifica los electrodos de la batería.Luego da un clic en "show battery".

1. Observa ¿qué parte del simulador realiza la labor del puente salino?

1. Desliza la flecha que modifica el voltaje, e identifica el ánodo y el cátodo, cada vez que ocurra un cambio de sentido en la corriente eléctrica.

Discute con tus compañeros y argumenten si la batería de este simulador es una batería primaria o secundaria.