informe de quimica del laboratorio 7

8/10/2019 Informe de quimica del Laboratorio 7

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LABORATORIO DE QUÍMICA Página 1

TEMA : ELECTROQUIMICA

Código : QG1014

Semestre: I

Grupo : A

ESPECIALIDAD: MANTENIMIENTO DE MAQUINARIA DE PLANTA Lab. : 07

Índice

1. Objetivos. …………………………………………………………………...

2. Reactivos y soluciones………………………………………………………

3. Fundamento teórico………………………………………………………...

4. Procedimiento………………………………………………………………

4.1Experimento 1…………………………………………………………..

4.2 Experimento 2………………………………………………………….

4.3 Experimento 3………………………………………………………….

5. Gestión de residuos………………………………………………………….

6. Observaciones………………………………………………………………

7. Conclusiones…………………………………………………………………

8. Cuestionario…………………………………………………………………

9. Bibliografía…………………………………………………………………..





Código : QG1014

Semestre: I

Grupo : A


ELECTROQUIMICA

1. OBJETIVOS

Aprender la manera como se construyen y funcionan las celdas Galvánicas.

Aprender a instalar correctamente un voltímetro, para determinarlaspolaridades de la celda.

Diagramar una celda galvánica. Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas. Identificar electrodos inertes en una celda. Aprenderán a usar la tabla de potenciales estándares de reducción yoxidación. Identificarán reacciones espontáneas y no espontáneas,

observandoúnicamente el signo del potencial estándar de celda. Construir y observar el funcionamiento de las celdas electrolíticas.

Construir una celda de combustible (aluminio)

2.Reactivos y soluciones:

Agua destilada Sulfato de cinc 1 M (26,95 g ZnSO4 . 6 H2O/100 ml) Cloruro de estaño 1 M (18,96 g SnCl2(s)/100 ml) Cloruro de hierro (II) 2 M (32,56 g FeCl2 . 2 H2O/100 ml) Cloruro de hierro (III) 2 M (54,03 g FeCl3 . 6 H2O/100 ml) 2 barras de grafito 1 lámina de cinc 1 lámina de estaño 1 pequeño de papel lija Sal Común Papel de aluminio Papel Tissue Tiras de papel de filtro Nitrato de amonio (solución saturada) Sulfato de sodio 0,05 M (1,34 g Na2SO4 . 7 H2O/100 ml) Fenolftaleína Rojo de metilo





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3. FUNDAMENTO TEORICO

Electroquímica

Es una rama de la química que estudiala transformación entre la energíaeléctrica y la energía química.1 En

otras palabras, las reacciones químicasque se dan en la interfase de unconductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o unsemiconductor) y un conductor iónico(el electrolito) pudiendo ser unadisolución y en algunos casosespeciales, un sólido.2 IMAGEN 1

Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencialaplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si lacaída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacciónquímica , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", tambiénllamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electronesentre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en laelectroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabolos procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidoscomo consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde sedan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas,físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a uncircuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, enuna sub-disciplina conocida como análisis potenciométrico.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacciónquímica de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. Enmuchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo quedicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres decelda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la

célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo quehay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica#cite_note-Raymond_Chang-0

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductor_el%C3%A9ctrico

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Semiconductor

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolito

http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica#cite_note-UAM-1


http://es.wikipedia.org/wiki/Diferencia_de_potencial

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3lisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Bater%C3%ADa_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Oxidaci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Reducci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=An%C3%A1lisis_potenciom%C3%A9trico&action=edit&redlink=1

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electrol%C3%ADtica

http://es.wikipedia.org/wiki/Corriente_el%C3%A9ctrica





http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia_qu%C3%ADmica

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Sustancia_qu%C3%ADmica





http://es.wikipedia.org/wiki/Corriente_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electrol%C3%ADtica

http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=An%C3%A1lisis_potenciom%C3%A9trico&action=edit&redlink=1



http://es.wikipedia.org/wiki/Reacci%C3%B3n_redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica

http://es.wikipedia.org/wiki/Bater%C3%ADa_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3lisis

http://es.wikipedia.org/wiki/Diferencia_de_potencial


http://es.wikipedia.org/wiki/Disoluci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrolito

http://es.wikipedia.org/wiki/Semiconductor

http://es.wikipedia.org/wiki/Metal

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Conductor_el%C3%A9ctrico


http://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica#cite_note-Raymond_Chang-0





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La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corrienteeléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celdagalvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que lamayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

Imagen 2

REACCIONES ELECTROLÍTICAS

Son celdas y estas pueden ser:

Galvánicas o Electroquímicas

Las celdas Galvánicas producen energía en cambio las

celdas Electroquímicas consumen energía

Pero en común, ambas realizan una reacción REDOX.

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_voltaica

http://es.wikipedia.org/wiki/Pila

http://es.wikipedia.org/wiki/Pila

http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_voltaica





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4. PROCEDIMIENTO

CELDAS GALVÁNICAS:

4.1.- EXPERIMENTO 1

En sus respectivos vasos de precipitación vierta las soluciones siguientes: 40ml de sulfato de zinc 1,0molar, 45 mL de Cloruro Estañoso 1,0 M y en el tercervaso 20 ml de una mezcla de Cloruro Férrico y 20 mL de Cloruro Ferroso.

En cada uno de estos vasos se colocarán los siguientes sólidos, que serviráncomo electrodos: lámina de estaño, lámina de cinc y en el tercer vaso unelectrodo inerte(C).Experimento: seleccione dos de los vasos de precipitación previamentepreparados y conecte los electrodos a un voltímetro en paralelo por medio dealambres provistos de pinzas, de tal manera que un electrodo esté conectadoal terminal negativo del voltímetro y el otro electrodo al terminal positivo. Paracerrar el circuito conecte ambos vasos con una tira de papel de filtropreviamente humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio(puente salino).

IMAGEN 3

(CADA VEZ QUE SE ELIJAN NUEVAS PAREJAS DE VASOS DEPRECIPITACIÓN, ESTOS SE CONECTARÁN CON PUENTESSALINOS NUEVOS).





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¿Cómo saber cuándo la instalación con el voltímetro es correcta?

Cuando la lectura del voltaje sea positivo

Observaciones:

En este tipo de reacción voltaica se produce una cierta cantidad de voltaje quepodemos deducir por medio de la tabla de potenciales y también por medio deaún medición con el voltímetro al cual fue: de 1.12 voltios.

Tener en cuenta que el polo negativo le corresponde al ánodo y el polo positivole corresponde al cátodo.

Sn°/Sn+2(1M)/2Fe+22Fe+3





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Zn°/Zn+2/Sn+2Sn0

Semi reacción de oxidación o anódica

ZnZn+2+2e- 0.76 (-)

Semi reacción de reducción catódica

Cu+2+2eCu +0.34v (+)

Reacción REDOX neta

Zn+Cu+2Zn+2+Cu+E = 1.10v

1. ¿En el ánodo se producen reducciones?

No, en el ánodo se produce la oxidación

2. En el cátodo se producen ¿oxidaciones o reducciones?





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Reducciones

3. Escriba la semireacción que se produce en el cátodo de la celda 2.Indique el potencial estándar de esta semireacción, Eºreducción.

Sn2+ + 2e- Snº -0.14v

4. En electroquímica ¿Qué es un electrodo?

Es aquel agente que se caracteriza por oxidarse o reducirse, y en elexperimento 1 los agentes que se comportaron como electrodo fueron lasbarras y las láminas.

5. ¿Hay diferencias entre los potenciales de celda, E°celda (medidos con elvoltímetro) y el potencial estándar de celda, Eºcelda (obtenidos de unatabla)?. ¿Por qué?, ¿Cómo evitarlo?

Si hay diferencias entre los valores teóricos y los valores obtenidos en las

mediciones. Estos errores pueden deberse a una concentración diferentea la que pide la solución electrolítica, el paño intercomunicador entre lasceldas no ha sido sumergido correctamente en la sal, los materialesutilizados no son completamente puros o se encuentran oxidados en lasuperficie, como es el caso de el voltímetro: se pudo observar que laspinzas se encontraban en estado de oxidación.

para evitar la diferencia de potenciales de celda se debe verificar cadauno de los elementos de la experiencia, molaridades, concentraciones desolución, pesos y características físicas de cada uno de los materiales,

siguiendo los pasos indicados en la guía de laboratorio.

6. Los signos de los potenciales estándar de celda, Eºcelda, ¿son positivoso negativos?. Estos signos indican que las reacciones son ¿espontáneaso no espontáneas?

Si hay diferencias entre los valores teóricos y los valores obtenidosen las mediciones. Estos errores pueden deberse a una concentración

diferente a la que pide la solución electrolítica, el pañointercomunicador entre las celdas no ha sido sumergidocorrectamente en la sal, los materiales utilizados no son





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4Al+3º2+6H2O 4Al(OH)2+2.06v

El papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel aluminio ydebe ser humedecido con la solución saturada de NaCl, una vez hechoesto humedecer también el carbón activado. Usando el multimetrodetermine el ánodo y el cátodo del sistema.

IMAGEN 5

Responda las siguientes preguntas:

1. ¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione?

Porque la sal hace que el carbón se active y a su vez actúe comopuente salino.

2. ¿Qué hace que la pila creada se comporte como una celda decombustible?

La reacción del aire con el aluminio.





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3. ¿Esta pila es más o menos poderosa que una celda galvánicaconvencional? Explique.

Esta pila es menos poderosa debido a que en la reducción loselementos necesitan voltaje y utilizan el voltaje generado por laoxidación, y esto puede variar de acuerdo a los elementos a utilizarse.

4. Visite la biblioteca y explique a detalle cómo funciona esta celda decombustible.

El principio de funcionamiento de una celda de combustible consisteen dos electrodos separados por un electrolito. En el ánodo se ionizael hidrógeno, perdiendo un electrón el cual pasa por un circuito ygenera energía eléctrica. Por otro lado el hidrógeno llega al otroelectrodo pasando por el electrolito y se combina con el oxígeno delaire lo que genera agua de residuo sin utilizar ningún tipo decombustión.

4.3.- EXPERIMENTO 3

Celdas electrolíticas:

Llene un tubo en U con una solución diluida de sulfato de sodio 1 M hastauna altura que diste, aproximadamente, 1.5 cm de los bordes; sumerjavarillas de grafito y conéctelos a la fuente de corriente continua usandolos conectores apropiados.

(PRECAUCIÓN: NUNCA JUNTE LOS POLOS DE LA FUENTE CONTINUA)

A la solución que se encuentra en la parte anódica; en el tubo en U,agregue 3 gotas de rojo de metilo y a la solución que se encuentra en laparte catódica agregue 3 gotas de fenolftaleína. Anote los coloresiniciales de los indicadores. Encienda la fuente de corriente continua ymanténgalo funcionando por aproximadamente 3 minutos. Anote susobservaciones. Apague la fuente de corriente continua y luego invierta lapolaridad de la celda electrolítica instalando los conectores a los polos

opuestos a los iniciales, enseguida encienda la fuente por espacio de 5minutos. Anote sus observaciones.





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IMAGEN 6

Semi reacción de oxidación o anódica

H2O(l) O2(g)+4H++4e- -1.23v

Semi reacción de reducción catódica

H2O(l)++2e H2(g)+2(OH)- +0.00v


H2O(l) O2(g)+H2(g)+E = 1.23v

1. Llene el siguiente cuadro:

Calor

inicial enel cátodo

Calor

inicial enel ánodo

Calor

despuésde los 4minutos

en elánodo

Calor

despuésde los 2.5minutos

en elcátodo

Rojo de metilo Rojo Amarillo Rojo AmarilloFenolftaleína Incoloro Incoloro Incoloro Rojo

grosella

2. ¿Qué indica el cambio de color del rojo de metilo en el ánodo?

Nos indica una reacción, de ácido a base en pequeñas cantidades,donde se liberan iones oxidrilos.





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La electrólisis del agua.Se vuelve medio básico

3. Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el ánodo.Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semireacción(s).

→

En el ánodo:

→ →

Con lo que el medio en el ánodo se acidifica.

En el cátodo:

→→

Con lo que el medio del cátodo se alcaliniza.

4. En el ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál

es el nombre de dicho gas?

Oxígeno.

5. ¿En qué electrodo se aprecia la presencia de burbujas? ¿Cuál es elnombre de dicho gas?

En el ánodo se aprecian burbujas, es la presencia de oxígeno,mientras en el cátodo se libera hidrogeno. Ánodo, H2(g)

6. Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el cátodo.Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semireacción(s).

En el cátodo:

→→

Con lo que el medio del cátodo se alcaliniza

7. ¿Cuál fue el voltaje y el amperaje de la fuente de corriente continua?





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El voltaje durante aproximadamente 8 minutos fue de 8v mientras elamperaje fue de 0.034 A

8. ¿Cuál es la relación de oxígeno a nitrógeno en esta electrólisis?

Por cada molécula de hidrogeno liberada, se libera 0.5 moléculas deoxígeno.

1O2,2H2

9. ¿Cuál es el signo del potencial estándar de celda, Eºcelda?. Éste signo

nos indica que la reacción es ¿espontánea o no espontánea?

El signo es negativo, por esta razón la reacción es no espontanea

Potenciales estándar de reducción a 25 ºC

Eº (voltios)

Sn

+

(ac) + 2e

-

= > Sn(s) Fe3+(ac) + 1e- = > Fe2+

(ac) Zn2+

(ac) + 2e- = > Zn(s)

-0,14+0,77-0,76

2 H+(ac) + 2e- = > H2(g)

½ O2(g) + 2 H+(ac) + 2e- = > H2O(l)

O2(g) + 2 H2O(l) + 4e- = > 4 OH-(ac)

0,00+1,23+0,40

5. GESTIÓN DE RESIDUOS

Para bases y sales básicas (hidróxido de aluminio, sulfato de cobre,sulfato de zinc, sulfato de fierro y sulfato de sodio)

Su gestión es parecida a la aplicada en los ácidos. Las bases y salesbásicas, se neutralizan con ácido sulfúrico diluido. Si son muyconcentradas, se diluyen previamente en agua al 1:5. Una vezneutralizadas, se vuelven a diluir en agua (1:10) y se eliminan.

Los aldehídos obtenidos de una reacción química pueden serutilizados en la elaboración de resinas, plásticos, solventes, pinturas,

o también como conservantes de otros materiales.





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Las piezas metálicas de cobre, zinc y hierro pueden ser guardadas yreutilizadas en otra experiencia. De la misma manera el grafito(carbono)

Producto Impacto ambientalSn El estaño se utiliza en el revestimiento de acero para

protegerlo de la corrosión.

H2O El agua es el componente más importante para elmetabolismo de los seres vivos.

H El hidrógeno como combustible se puede emplear: Lacombustión catalítica del hidrógeno.

Fe El hierro es el metal duro más usado, con el 95% en peso dela producción mundial del metal

Al El aluminio es como un almacén de energía, por ello tiene ungran valor que no puede desperdiciarse.

Producto Estado Riesgo Acción deminimización

Sn Sólido Bajo Reciclar

H2O Líquido Ninguno NingunoH Gaseoso Medio NingunoFe Sólido Ninguno ReciclarAl Sólido Medio Reciclar

6. Observaciones

Experimento 1: Celdas galvánicas

Se observa en esta experiencia que la reacción es espontánea, porquesus potenciales son positivos.

También se ve que en esta celda se genera un voltaje de 1.50V.

Experimento 2: Celda de combustible aluminio - aire

En esta experiencia se observa una pila de última generación debido a qesta usa oxígeno para generar un voltaje de 1.10V; y esta podría sercolocada en serie con más celdas para lograr un mayor voltaje.

Experimento 3: Celdas electrolíticas

En esta última experiencia se necesita de un voltaje "X" para llevar acabo la electrólisis y se observa que de un lado del tubo en U se liberan





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varias burbujas, lo que sería el hidrógeno gaseoso y después de undeterminado tiempo los colores cambian de lugar.

7. Conclusiones

En conclusión las celdas galvánicas están basadas en la oxidación -reducción donde se produce un cambio en los estados de oxidaciónde las sustancias.

Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el

electrodo negativo al positivo.

Se pudo concluir que el electrodo negativo tiene lugar la oxidación yla reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar lasreacciones de oxidación y reducción resulta la celda.

El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2soluciones, evita su mezcla además que elimina completamente elpotencial de unión y que la FEM(fuerza electromotriz) medida es

simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.

La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcionala la cantidad de electricidad que está pasando.

Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerloen recipientes bien limpios, pues el potencial varía con laconcentración.

Se aprendió la manera como se construyen y funcionan las celdasgalvánicas; toda celda galvánica tiene dos electrodos que pueden seractivo o inertes,, dos electrolitos que generalmente son sales quepresentan el su composición al ion del mental del electrolito , pero esteúltimo en forma elemental; una conductor de corriente, un voltímetroconectado en paralelo y un puente salino que permite el paso de ionestanto aniones como cationes ; además se debe colocar el potencialestándar del sistema, producto de las semi reacciones anódicas ycatódicas.Se aprendió a instalar correctamente un voltímetro, el polo neutro delvoltímetro es conecta al ánodo, que es el polo negativo de la celdasgalvánicas; mientras que la línea del voltímetro u también llamado el polopositivo es conectado al cátodo, que es el polo positivo en dichas





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celdas; si por error se conectan al contrario se evidenciará porqueinstrumento mida un valor negativo, para ello simplemente se invierte lasconexiones.Se aprendió Diagramar una celda galvánica, para ello usamos la notaciónde las pilas de Daniell que consiste en escribir en el siguiente orden cadauno de los componentes de las celdas.

PUENTE SALINOElectrodo/ Electrolito, potencial estándar «E» oxidación, Molaridad // Electrolito, potencial estándar «E» de reducción, Molaridad/ Electrodo

ÁNODO CÁTODOSe identificó y escribió reacciones anódicas y catódicas, se concluye queen el ánodo siempre se da la semi reacción de oxidación; mientras que elcátodo se da la semi reacción de reducción.Se identificó electrodos inertes en una celda, como es el caso del grafito,pues su funciones es solo de conducción de electrones mas no intervie:en las semi reacciones; es el electrolito quien es oxida o se reduce,,Se aprendió a usar a tabla de potenciales estándares de reducción yoxidación.

Se identificar reacciones espontáneas y no espontaneas, observandoúnicamente el signo del potencial estándar de la celda; es así seconcluye que si el signo es negativo entonces estamos frente a unreacción no espontánea y dicha tensión indica que debemosproporcionar dicha tensión al sistema; mientras que si es positivoindicaría que se trata de una reacción espontánea, es decir la reacciónocurre naturalmente produciendo el sistema una tensión aprovechable.Se construyó y observó el funcionamiento de las celdas electrolíticas.Se construyó una celda de combustible o de aluminio; que aprovecha eloxígeno del medio ambiente como electrolito, proporcionando tensióneléctrica de manera limpia y sin contaminar el medio ambiente como sonlas actuales pilas comerciales.





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8. CUESTIONARIO

1. Sí el costo de la electricidad para producir magnesio por electrólisis delcloruro de magnesio fundido es de 450 soles por tonelada de metal, ¿cuáles el costo de la electricidad necesaria para producir 10 toneladas dealuminio, 30 toneladas de sodio?

2. Una corriente de 1,26 A se pasa a través de una celda electrolítica quecontiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 7,44 horas.Escriba las reacciones de semicelda y calcule el volumen de los gasesgenerados a TPE.

3. Calcule la fem estándar de una celda que utiliza las reacciones desemicelda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+a 25ºC. escriba la ecuación de la reacción

de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar.

4. Prediga si el Fe3+ puede oxidar el ión I- a I2 en condiciones de estadoestándar.

5. Explique la diferencia entre una celda que no es recargable y una celdarecargable.





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9. BIBLIOGRAFÍA

La mayoría de la información que necesitamos para la realización de este trabajo laobtuvimos de:

Guía de laboratorio de química I

Electrolisis ; junio 2014

http://www.google.com/search?q=celda+electrolitica&hl=es&biw=1024&bih=514&prmd=ivnsfdb&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=EB0JTrqEM8m5tgeE_9SM

AQ&sqi=2&ved=0CDUQsAQ

Electrolisis ; junio 2014

http://html.rincondelvago.com/celdas-electroquimicas_baterias_pilas.html

http://www.claudio-otero.cl/fuel_cells/

http://www.google.com/search?q=celda+electrolitica&hl=es&biw=1024&bih=514&prmd=ivnsfdb&tbm=isch&tbo=u&source=univ&sa=X&ei=EB0JTrqEM8m5tgeE_9SMAQ&sqi=2&ved=0CDUQsAQ










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