2    

     

     Reacciones  Químicas  

Objetivo    de  Aprendizaje  ¿Qué va a aprender el alumno?

 El estudiante será capaz de estimar las nociones científicas que caracterizan las reacciones óxido-reducción que ocurren en su entorno.  

¿Cómo lo va a lograr?  

Mediante el estudio de los conceptos de oxidación, reducción, agentes oxidante y reductor, así como su aplicación en el estudio de celdas electroquímicas.  

¿Para qué le va a servir?  

Para evaluar las acciones humanas de riesgo e impacto social, económico y ambiental por el uso de pilas, contribuyendo al alcance de un equilibrio entre los intereses de corto y largo plazo con relación al ambiente.

 

TEMA: NÚMEROS DE OXIDACIÓN.  

1.- Determina el número de oxidación en las fórmulas de compuestos aplicando las reglas correspondientes.

Oxidación: Proceso mediante el cual un elemento químico aumenta su número de oxidación y pierde electrones

Reducción: Proceso mediante el cual un elemento químico disminuye su número de oxidación y gana electrones.

Numero de Oxidación Es la carga aparente que tiene el elemento químico cuando se une a otro elemento y forma un compuesto químico. Este número es la capacidad de combinación de un elemento. Los números de oxidación de los metales se les asigna un valor positivo llamado catión. El número de oxidación de los no metales se les asigna un valor negativo denominado anión. Para determinar el número de oxidación se debe de recordar las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de cualquier elemento sin combinar es igual a cero.

 

3    

2

     

2. La suma algebraica en la valencia del número de oxidación de los elementos que forman el compuesto es igual a cero. 3. El número de oxidación del oxígeno es de 2- 4. El número de oxidación del hidrogeno es de 1+ 5. El número de oxidación de los elementos del grupo IA es 1+ 6. El número de oxidación de los elementos del grupo llA es 2+ 7. El número de oxidación de los elementos del grupo IIIA es 3+

       

El proceso de oxidación trata de equilibrar o igualar la cantidad de electrones de los elementos que participan en dicha ecuación química, no debe existir perdida de electrones y dicho proceso nos permite verificar el cumplimiento de la “Ley de la Conservación de la Masa”. La oxidación se desarrolla de izquierda a derecha y la reducción de derecha a izquierda.

 Determinación de los números de Oxidación de los Elementos que Forman un Compuesto. Se divide en forma imaginaria al compuesto, dejando al oxígeno en el extremo de la derecha y a los demás elementos en el extremo de la izquierda; en caso de que no estuviera presente el oxígeno se elige a los no metales en el extremo de la derecha. Para dicho proceso se debe recordar que el O y el H; algo muy importante para dicho proceso, es que la suma algebraica de los cationes y aniones debe ser igual a cero, es decir, que son neutros y eso le da estabilidad a los compuestos.

 Ej. H +1 O-2

+2 -2 = 0  

   

Instrucciones: Determina el número de oxidación de los elementos de cada formula  

   

Com-puesto Elemen-to 1

Núm. De oxidación

Elemento 2

Núm. De oxidación

Elemento 3

Núm. De oxidación

O3            

H2S            

CaSO4            

 

4    

-2

       

H2SO4            

CO2            

HNO3            

H3PO4            

H3PO3            

Al2(SO4)3            

Fe(NO3)2            

K2SO4            

       

TEMA: PROCESOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.    

2.- Interpreta la oxidación y la reducción en las reacciones químicas, considerando el cambio del número de oxidación de las especies involucradas.

 Reacciones de Oxido-Reducción En nuestro medio ambiente y en la vida cotidiana existe un mayor número de procesos químicos de los cuales se llevan a cabo reacciones de oxido- reducción, por ejemplo: la respiración de fotosíntesis, la digestión de sus alimentos; la forma en la que los seres vivos tanto animales como vegetales obtienen energía y los procesos de fermentación. En cualquier reacción de óxido-reducción mientras un elemento se oxida, otro elemento se reduce es decir que ambos procesos se dan de forma simultánea uno con respecto a otro.

H+1N+5 O3

Agente oxidante.- es aquel que sufre una reducción. Agente de reducción.- es aquel elemento que sufre una oxidación.

 

5    

     

Semi-reacción. Es la expresión en la cual se escriben los elementos químicos que se oxidan y se reducen. Indicando para cada uno de ellos la cantidad de electrones que se pierde en la oxidación y que gana en la reducción. Se utiliza la cantidad de electrones transferidos entre el agente oxidante y el agente reductor y a partir de estos como se encuentran los primeros coeficientes para realizar el balanceo de ecuaciones por oxido-reducción.  

2HNO3 + 3SnO → 2NO + 3SnO2 + 1H2O  

N+5  +3e  →  N+2  

reducción  (agente  oxidante)  Sn+2  →  Sn+4+2e  oxidación  (agente  reductor)  

 

                           

Imagen 1. Oxidación y reducción (Tomada de: http://es.slideshare.net/Horlan/balanceo-de-ecuaciones-oxido-redox)  

             

Ejercicios de óxido-reducción  

Instrucciones: Apóyate en el documento de óxido reducción y completa los siguientes cuadros.      

I. Indica el número de electrones captados o cedidos y nombra el proceso (oxidación o reducción).

 

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Semirreacción   Electrones  captados  o  cedidos   Proceso          

   

   

   

       

   

       

   

       

   

       

   

g)  N+5   N+2      

h)    Sn+2   Sn+4      

       

3.- Aplica el concepto de oxidación y reducción diferenciando el agente reductor y el agente oxidante.

 

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II. Escriba las semireacciones e identifica cual elemento se oxida, se reduce, agente reductor y oxidante de las siguientes ecuaciones.        

Ecuación    

Semirreaciones  Elemen-­‐  

to  oxidado  

Elemen-­‐  to  

reducido  

Agente  reduc-­‐  tor  

Agente  oxidan-­‐  

te        2Fe  +  3Cl2   →  2FeCl3  

         

     2KClO3   →   2KCl  +  3O2  

         

     Cl2  +  2HBr       →        Br  +  2HCl  

         

     3H2S  +  2HNO3  →  3S  +  2NO  +  4H2O  

         

     3Cu  +  8HNO3  →   3Cu(NO3)2  +  2NO  +  4H2O  

         

 

8    

             2FeSO4  +  8HBr  →  2SO2  +  2FeBr2  +  2Br2  +  4H2O  

         

           

TEMA: BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO REDOX.        

4.- Balancea ecuaciones químicas utilizando el método REDOX.  

   

BALANCEO POR EL MÉTODO ÓXIDO-REDUCCIÓN.    

Es también denominado "Redox" y consiste en que un elemento se oxida y (hablar de oxidación se refiere a que un elemento pierda electrones y su valencia aumente) el otro se reduce (cuando el elemento gana electrones y su valencia disminuye) para éste método se siguen los siguientes pasos o reglas:

 1. Todos los elementos libres que no formen compuesto, tendrán valencia cero

 2. El hidrógeno tendrá valencia de +1 excepto en hidruros con -1

 3. El oxígeno tendrá valencia de 2- excepto en los peróxidos con -1

 4. Los alcalinos tienen en sus compuestos oxidación +1

 5. Los alcalinotérreos tienen en sus compuestos oxidación +2

 

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6. Los halógenos tienen en sus compuestos con haluros oxidación -1  

7. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un compuesto es igual a la carga de los compuestos.  

8. Si algún átomo se oxida su número de oxidación aumenta y cuando un átomo se reduce, su número de oxidación disminuye.  

Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación:

Si vemos la primera regla, esta nos dice que todos los elementos libres tendrán valencia cero, entonces vemos la ecuación y localizamos a los elementos libres, en este caso son el fierro y el hidrógeno, colocamos un cero como valencia.

     

Continuamos con las demás reglas y encontramos a los oxígenos e hidrógenos, les asignamos la valencia que les corresponde, establecidas en las reglas:

   

Para continuar, obtenemos la valencia de los elementos que nos sobran, en este caso el azufre y el fierro: Ubiquémonos en el azufre (S) del primer miembro en la ecuación

   

Posteriormente obtendremos la valencia del azufre. Quede claro que la del hidrógeno y la del oxígeno ya la tenemos. Para obtener la valencia del azufre, simplemente (pon mucha atención aquí) vamos a multiplicar la valencia del oxígeno por el número de oxígenos que hay. (En este caso hay 4 oxígenos) y hacemos lo mismo con el hidrógeno, multiplicamos su valencia por el número de átomos de oxígeno e hidrógeno. Queda de la siguiente manera

       

Ya que tenemos los resultados, ahora verificamos que todo elemento químico es eléctricamente neutro y lo comprobamos de la siguiente manera: Tenemos que llegar a cero. Buscamos cuanto falta de dos para ocho. Entonces encontramos que faltan 6, este número será colocado con signo positivo +

 

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El 6 que acabamos de obtener es la valencia del azufre en el primer miembro. Ubiquémonos en el fierro del segundo miembro, en donde se encuentra el compuesto

     

Localizamos al fierro. Para obtener su valencia primero denominamos si es monovalente o divalente etc. Ya que vimos que es divalente, necesitamos saber la valencia del radical sulfato, en este caso es

     

Para obtener la valencia del fierro, multiplicamos la valencia del radical (-2) con el subíndice que se encuentre fuera del mismo Después lo dividimos entre el número de fierros que hay en el compuesto (en este caso hay dos fierros) Queda de la siguiente manera:

2 * 3 = 6 6/2 = 3  

El tres que acabamos de obtener es la valencia del fierro. Que nos quede claro, ya tenemos la valencia del fierro que es 3, ya tenemos la valencia del oxígeno que es -2, ahora nos falta la valencia del azufre (S) lo cual realizaremos algo similar con lo dicho con anterioridad: Multiplicamos la valencia del radical sulfato (-2) con el subíndice (3) y después con el número de oxígenos que hay dentro del paréntesis (4).

           

Obtenemos un total de 24. Este número que resultó se le llama valencia parcial Después continuamos con el fierro. Ahora ya que tenemos que la valencia del fierro es 3 entonces multiplicamos la valencia por el número de fierros que hay (hay 2) Y nos da un resultado de 6. Entonces:

Tenemos 6 y tenemos -24, de 6 a 24 ¿Cuánto falta? Respuesta: +18

 Ahora el 18 lo dividimos entre el número de azufres que hay: nos da un total de 6 o sea +6.

 

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Y de esta manera ya obtuvimos todas las valencias del compuesto químico:      

Ahora, vamos a verificar cuál elemento se oxida y cual se reduce, para esto, chequemos las valencias de los elementos, debemos verificar que en los dos miembros estén iguales. Si vemos al fierro en el primer miembro y luego lo vemos en el segundo. Encontramos que sus valencias ya no son las mismas por tanto el elemento se está oxidando porque aumenta su valencia de cero a 3

                   

Ahora, si nos fijamos en el hidrógeno del primer miembro, se está reduciendo con el hidrógeno del segundo miembro:                    

Entonces la ecuación queda de la siguiente manera:

 

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Ahora, para poder completar el balanceo, (atención) vamos a intercambiar los números que se oxidaron o redujeron. Esto es el 3 y el 1.

El 3 lo colocaremos en el lugar del 1 y el 1 en el lugar del 3

                   

Estos números resultantes se colocan de lado izquierdo de los elementos que se oxidaron o redujeron. El número 1 (que por lo general no se escribe) se coloca de lado izquierdo del fierro en los dos miembros. El número 3 se coloca de lado izquierdo del hidrógeno en los dos miembros quedando de la siguiente forma:

                   

Entonces de esta manera podemos deducir que la ecuación está balanceada, pero, no es así, uno de los pasos para terminarla es: "Una vez obtenidos los números de la ecuación, se completará con método de tanteo". Verificamos si así está balanceada:

1= Fe =2 3= S =3

12= O =12 6= H =6

Con este insignificante 2 que acabos de encontrar en el fierro del segundo miembro LA ECUACIÓN NO ESTÁ BALANCEADA aunque los demás átomos lo estén. Completamos por tanteo En el primer miembro (Fe) hay 1 átomo, en el segundo 2, entonces colocamos un 2 en el primer miembro y ”YA ESTÁ BALANCEADA”.

 

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EJERCICIOS DE BALANCEO ÓXIDO-REDUCCIÓN.  

INSTRUCCIONES: Desarrolla los siguientes balanceos por el método redox de las siguientes ecuaciones químicas.    

HClO3 + P + H2O H3PO4 + HCl                                  

HMnO4 + HNO2 Mn(NO3)2 + HNO3 + H2O

 

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TEMA: CELDAS ELECTROQUÍMICAS.          

5.- Distingue los tipos de celdas electroquímicas (electrolítica y voltaica) retomando los conceptos de óxido-reducción y verificando su funcionamiento de manera experimental.

       

“CELDAS ELECTROLITICAS Y VOLTAICAS”  

   

Las celdas electroquímicas pueden ser de dos tipos: galvánicas o electrolíticas.  

Las celdas galvánicas (también llamadas voltáicas) almacenan energía química. En éstas las reacciones las reacciones en los electrodos ocurren espontáneamente y producen un flujo de electrones desde el cátodo al ánodo (a través de un circuito externo conductor). Dicho flujo de electrones genera un potencial eléctrico que puede ser medido experimentalmente. Un ejemplo de celda galvánica puede verse en la figura de abajo. Un electrodo de cobre está sumergido en un recipiente que contiene sulfato de cobre II y otro electrodo (de Zinc) está sumergido en otro recipiente en una solución de sulfato de zinc. En cada electrodo ocurre una de las semi- reaciones: oxidación y reducción. Ambos recipientes se comunican con un puente salino que permite mantener un flujo de iones de un recipiente a otro. La conexión a un voltímetro evidencia la generación de un potencial eléctrico.

 Las celdas electrolíticas  

 Ánodo:

Zn° Zn++ + 2e‾      

Cátodo:

 

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Cu++ + 2e‾ Cu°      

   

Imagen 2. Celdas galvánicas o voltáicas (Tomada de: https://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica)          

Las celdas electrolíticas por el contrario no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. (Fíjese en la otra figura). Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra.

 

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cátodo ánodo        

Imagen 3. Celda electrolítica (Tomada de: http://ricardi.webcindario.com/quimica/eltrolis.htm)      

La electrolisis como proceso de óxido-reducción: Se tiene un recipiente o una cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones). La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo.

 

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6.- Evaluar las consecuencias del uso de las pilas, discutiendo las implicaciones sociales, económicas y ambientales.      

FENOMENOS DE OXIDO-REDUCCION  

Caso 1    

¿Recuerdas la última vez que estabas hambriento y comiste una jugosa manzana? ¡Mmmm que delicia! Pelaste la manzana y tenían un precioso color blanco, pero la dejaste un tiempo descubierta y se puso oscura, al verla así no resulta tan apetitosa. ¿Qué es lo que causa el oscurecimiento en las frutas y en algunos vegetales después de quitar la piel? ¿Por qué el color no cambia mientras no se corta la fruta? Recuerda que el cambio de color es uno de los signos de que se efectúa una reacción química.  

Las manzanas, así como las plantas y los tejidos animales contienen una gran cantidad de moléculas que pueden sufrir muchas de las reacciones químicas que ocurren en los seres vivos.  

¿Qué clase de reacciones suceden en una manzana abierta?    

¿Por qué el jugo de naranja debe tomarse recién hecho?    

¿Por qué la estatua de la libertad es verde?    

¿Por qué los clavos a la intemperie se cubren de un polvo rojizo?

 

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El estudio de estas reacciones nos permitirá explicar muchos cambios que se presentan a nuestro alrededor.        

Caso 2            

Imagen 4. Anteojos de sol. (Tomada de: http://www.nuevavisionopticas.com.ar/blog-de-optica/wp-content/uploads/2013/07/1.jpg)        

VIDRIOS FOTOCROMÁTICOS:  

Los cristales de los lentes que se obscurecen cuando la luz del Sol se hace más intensa contienen una dispersión de cloruro de plata, (AgCl). La energía de la luz solar provoca una reacción que origina plata metálica, en un proceso idéntico al que ocurre en una placa fotográfica. La reacción se inicia al perder el ión cloruro un electrón que es captado por un ión plata vecino, La reacción global es:  

Ag+ + Cl- luz Ag + Cl2

 Como la plata metálica finamente dividida es de color negro, los cristales se obscurecen. Los átomos de plata y cloro producidos permanecen atrapados en posiciones contiguas en la estructura del vidrio. Entonces, en ausencia de luz se produce espontáneamente la reacción inversa y, de este modo, los cristales recuperan la claridad.  

¿Qué clase de reacción crees que suceda?        

¿Cómo explicas que los lentes se oscurezcan con luz?

 

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¿Cómo explicas este fenómeno?                            

Caso 3  

Relación entre vejez y radicales libres  

A medida que envejecemos, especialmente a partir de los 50 años, los huesos se tornan más frágiles, la piel se arruga, los músculos no tienen la misma fuerza, el pelo pierde el color, hay más riesgo de cáncer, infarto, pérdida de memoria y las enfermedades mentales son más comunes... Estos son algunos de los signos externos del paso del tiempo, o mejor dicho, de un proceso degenerativo. Una enfermedad que se llama vejez o gerontotemia.

 Imagen 5. Célula. (Tomada de: http://www.rdnattural.es/plantas-y-nutrientes-para-el-

organismo/diccionario-medico/radicales-libres/)    

Desde el punto de vista histológico, la vejez no es más que un desbalance en la reproducción celular. Cada vez se producen menos células de las necesarias, de menor calidad, menos funcionales, y a veces de modo completamente desordenado. A veces estos ataques de los radicales libres degeneran en cánceres. Evitar el envejecimiento celular es la clave para retardar notablemente el envejecimiento integral.

 Veamos: Los radicales libres y otros oxidantes, se producen dentro de la célula, por diversos procesos químicos, incluso en algunas funciones de las propias mitocondrias, que no tienen "antídoto" contra ese desperdicio químico.

 

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Los radicales libres son átomos sueltos de oxígeno y otros pequeños compuestos muy reactivos a base de oxígeno, dispuestos a "relacionarse" con otros átomos, es decir a "oxidar". Dentro de nuestras células se forman miles de millones de radicales libres diariamente. Pero, a pesar de ser un producto normal, que elabora el cuerpo para procesar los combustibles que quema la célula, para extraer energía, tienen un gran poder destructivo para la misma célula.  

Además del metabolismo celular, existen otras fuentes de radicales libres tales como: los rayos ultravioletas del sol, los escapes de los automóviles, la contaminación ambiental y el humo del cigarrillo. En adición, nuestro propio cuerpo produce radicales libres con propósitos específicos. Uno de estos es el de protegernos contra agentes externos. Un ejemplo es el de las células blancas del sistema inmunológico conocidas como neutrófilos y macrófagos. Estas células utilizan grandes cantidades de oxígeno con el cual producen radicales libres que se unen con las bacterias o virus invasores, matándolos. Por otra parte, los radicales libres también se unen a varias sustancias químicas del cuerpo, entre las que se encuentra el ADN, provocando daños en las mismas. Se estima que el ADN de cada célula es golpeado unas 10,000 veces cada día por radicales libres. Nuestro cuerpo posee una serie de mecanismos biológicos para desactivar estos radicales libres y otros destinados a reparar el daño causado por estos. Sin embargo con el paso de los años se van acumulando daños que no pudieron ser reparados debido a ineficiencias del sistema. Los mecanismos de reparación de daños también van disminuyendo en efectividad con lo cual la acumulación de daños se acelera. Eventualmente los daños que se producen superan por mucho la capacidad de reparación del organismo. El resultado de todo esto es que nuestro cuerpo se torna menos funcional al igual que más débil y vulnerable ante las enfermedades. El primer paso en esta dirección parece ser la creación de radicales libres a una velocidad y en una cantidad que supera la capacidad del cuerpo para liberarse de ellos. A esta condición se le conoce como estrés oxidativo. Se ha estimado que el estrés oxidativo contribuye al desarrollo de más de sesenta enfermedades degenerativas tales como: artritis, cataratas, cáncer, condiciones cardíacas, problemas del sistema inmunológico y del sistema nervioso.  

¿Cómo explicas el fenómeno del envejecimiento?          

¿Qué tipo de reacción química crees que se lleve a cabo?

 

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Caso 4                                    

Imagen 6. Corrosión del metal. (Tomada de: https://www.popscreen.com/prod/MTgwOTI0NTYx/1-18-Pontiac-GTO-1965-Unrestored-Junker- Diorama-Demolition-Barn-Yard-Dog-Rariat)

         

LA CORROSION DE LOS METALES.  

¿Has visto por tu colonia o en los alrededores algún terreno baldío donde haya carrocerías, recipientes o electrodomésticos que estén oxidados?          

¿Cómo llegan a tomar ese color y esa consistencia?        

¿A qué crees que se deba esta transformación?

 

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La corrosión de los metales es un proceso electroquímico, esto es, las reacciones corrosivas del metal normalmente involucran reacciones químicas y un flujo de electrones. Una reacción electroquímica básica que provoca la corrosión de los metales es la corrosión galvánica, que consiste básicamente en dos procesos de transferencia de electrones en lugares físicamente diferentes de la estructura metálica (procesos anódicos y catódicos). Este proceso de corrosión implica la generación y transferencia del catión metálico a la solución, la transferencia del oxígeno al cátodo metálico, la transferencia electrónica del metal al oxígeno, el paso de los electrones del ánodo al cátodo ( electroneutralidad metálica), y la difusión de los iones Fe2 + y OH- en el electrolito (electroneutralidad iónica).  

En general, puede concluirse que para lograr la protección metálica se tiene que anular, o al menos disminuir, cualquiera de estos pasos  

Efectos de la corrosión Los efectos de la corrosión en nuestra vida diaria se clasifican en directos e indirectos. Los directos son aquellos que afectan la vida útil de servicio de nuestros bienes, y los indirectos son aquellos en que los productores y consumidores de los bienes y servicios tienen influencia sobre los costos de la corrosión. En el hogar, el fenómeno se observa directamente en el automóvil, el enrejado del patio o las ventanas, o en las herramientas metálicas. Una de las consecuencias más serias de la corrosión sucede cuando afecta nuestras vidas en el desarrollo cotidiano. Cuando nos desplazamos de la casa al trabajo o la escuela, se puede observar una serie de problemas debidos al fenómeno de la corrosión. Por ejemplo, en un puente de una avenida o carretera puede ocurrir la corrosión de la varilla de acero de refuerzo del concreto, la que puede fracturarse y, consecuentemente, provocar la falla de alguna sección; de la misma manera, puede producirse el colapso de las torres de transmisión eléctrica. Estos efectos podrían dañar construcciones, edificios, parques y otros, y además implicarían una reparación costosa.

 

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BIBLIOGRAFIA.    

1) Tareasplus (18 de marzo de 2013). Balanceo de Ecuaciones Químicas por REDOX: Tareas Plus. México: Recuperado de: https://www.youtube.com/watch?v=t09uFvT91VY  

2) Loz Lezama (2014). Balanceo de Ecuaciones químicas: Monogragias.com, México: Recuperado de: http://www.monografias.com/trabajos83/balanceo-ecuaciones-quimicas/balanceo-ecuaciones-quimicas.shtml  

3) Dr. Héctor Hugo Figueroa Tapia (1 febrero 2012). Impacto ambiental de los tóxicos liberados de las pilas desechadas: Escuela Nacional Preparatoria Plantel 1 “Gabino Barreda”. UNAM: Recuperado de: http://biologia.dgenp.unam.mx/inicio/colegio-eeya/actividades/ciclo- escolar-2010-2011-1/encuentro-2011/impacto-ambiental-de-los-toxicos-liberados-de-las-pilas-desechadas  

4) Lestatcita (15 de julio de 2010). Celdas Galvánicas y electrolíticas: Shile Share. España: Recuperado de: http://es.slideshare.net/Lestatcita/celdas-galvanicas-y-electroliticas

   

5) Alan Glotzer (27 de abril del 2013). Impacto de las pilas en el medio ambiente y como tratarlo: Blog de trabajo de los alumnos de 1° de Bachillerato del Colegio Base dedicado a la asignatura de Cultura científica. La Universidad Di Tella de Buenos Aires, Argentina: Recuperado de: http://ciencialaultima.blogspot.mx/2013/04/impacto-de-las-pilas-en-el-medio.html  6)Ricardo  Orozco  Cruz,   Enrique  A.  Martínez,  Ricardo  Galván  Martínez,  José   Luís  Ramírez  Reyes  e   Imelda  Fernández  Gómez   (mayo-­agosto  2007).  Corrosión: Fenómeno natural, visible y catastrófico. Revista de divulgación científica y tecnológica de la universidad Veracruzana, México: Recuperado de: http://www.uv.mx/cienciahombre/revistae/vol20num2/articulos/corrosion/index.html  7) Colegio cinco de febrero (Junio 2015). Balanceo de ecuaciones: Slide Share. España: Recuperado de: http://es.slideshare.net/Horlan/balanceo-de- ecuaciones-oxido-redox

 8) Fundación Wikimedia Inc. (2 de noviembre de 2016). Celda Galvánica: Mediwiki, México: Recuperado de: https://es.wikipedia.org/wiki/Celda_galv%C3%A1nica

   

9) Profesor Ricardo Caudillo S. Electrolísis: Webcindario, México http://ricardi.webcindario.com/quimica/eltrolis.htm

 

24    

     

RDNATTURAL (2016). Porque la salud es nuestro bien más preciado: Nattural Salusvir, Bélgica: Recuperado de: http://www.rdnattural.es/plantas-y-nutrientes-para-el-organismo/diccionario-medico/radicales-libres/

     

Popscreen (2016). 1 18 Pontiac GTO 1965 Unrestored Junker Diorama Demolition Barn Yard Dog Rariat: Pop Screem Inc. USA: Recuperado de:

 https://www.popscreen.com/prod/MTgwOTI0NTYx/1-18-Pontiac-GTO-1965-Unrestored-Junker-Diorama-Demolition-Barn-Yard-Dog-Rariat