ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DE CHIMBORAZO

FACULTAD DE RECURSOS NATURALES

CARRERA DE AGRONOMÍA

CONSULTA BIBLIOGRÁFICA

“ELECTROQUÍMICA”

NOMBRE:

ROSA ELVIRA CHIMBORAZO JEREZ

CÓDIGO:

7190

DOCENTE:

DR. GALO MONTENEGRO

CURSO:

1ER SEMESTRE

RIOBAMBA, 15 DE DICIEMBRE DEL 2022

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

¿Qué son las celdas electroquímicas?

Las celdas electroquímicas son dispositivos en el que transcurren reacciones químicas

donde la energía química se transforma en energía eléctrica o viceversa. Estas celdas
componen el corazón de la electroquímica, siendo el alma el intercambio potencial de
electrones que puede darse, espontánea o no espontáneamente, entre dos especies
químicas.

Una de las dos especies se oxida, pierde electrones, mientras la otra se reduce ganando
los electrones cedidos. Comúnmente la especie que se reduce es un catión metálico en
disolución, que al ganar electrones termina depositándose eléctricamente sobre un
electrodo hecho del mismo metal. Por otro lado, la especie que se oxida es un metal,
convirtiéndose en cationes metálicos.

e --

Por ejemplo, la imagen superior representa la celda de Daniel: la más simple de todas
las celdas electroquímicas. El electrodo de zinc metálico se oxida, liberando cationes
Zn2+ al medio acuoso. Esto ocurre en el recipiente de ZnSO4 de la izquierda.

En la derecha, la solución conteniendo CuSO4 se reduce, transformándose los cationes

Cu2+ en cobre metálico que se deposita sobre el electrodo de cobre. Durante el
desarrollo de esta reacción los electrones recorren un circuito externo activando sus
mecanismos; y por lo tanto, aportando energía eléctrica para el funcionamiento de un
equipo.
Componentes de las celdas electroquímicas

Electrodos

En las celdas electroquímicas se generan o consumen corrientes eléctricas. Para asegurar

un adecuado flujo de los electrones tiene que haber materiales que sean buenos
conductores de la electricidad. Es aquí donde entran los electrodos y el circuito externo,
provisto de cableados de cobre, plata u oro.

Los electrodos son los materiales que aportan la superficie donde se desarrollarán las
reacciones en las celdas electroquímicas. Los hay de dos tipos según la reacción que
ocurre en ellos:

• Ánodo, electrodo donde ocurre la oxidación.

• Cátodo, electrodo donde ocurre la reducción.

Los electrodos pueden estar hechos de un material reaccionante, como en el caso de la

celda de Daniel (zinc y cobre); o bien, de un material inerte, como sucede cuando están
hechos de platino o grafito.

Los electrones cedidos por el ánodo deben llegar hacia el cátodo; pero no a través de
una disolución, sino recorriendo un cable metálico que une ambos electrodos a un
circuito externo.

Disolución de electrolitos

La disolución que rodea los electrodos también juega un rol importante, pues está
enriquecida de electrolitos fuertes; tales como: KCl, KNO3, NaCl, etc. Estos iones
favorecen hasta cierto punto la migración de los electrones desde el ánodo hacia el
cátodo, así como su conducción por las cercanías de los electrodos para interaccionar
con la especie a reducir.

El agua del mar, por ejemplo, conduce mucho mejor la electricidad que el agua
destilada, con menor concentración de iones. Es por eso que las celdas electroquímicas
cuentan con una disolución de electrolitos fuertes entre sus componentes.

Puente salino

Los iones de la disolución comienzan a rodear los electrodos ocasionando una

polarización de las cargas. La disolución alrededor del cátodo comienza a cargarse
negativamente, pues se están reduciendo los cationes; en el caso de la celda de Daniel,
los cationes Cu2+ al depositarse como cobre metálico sobre el cátodo. Así, comienza a
haber un déficit de cargas positivas.

Es aquí donde interviene el puente salino para balancear las cargas y evitar que se
polaricen los electrodos. Hacia el lado o compartimiento del cátodo migrarán cationes
del puente salino, ya sea K+ o Zn2+, para suplantar a los Cu2+ consumidos. Mientras,
del puente salino migrarán aniones NO3– hacia el compartimiento del ánodo, para ir
neutralizando la creciente concentración de cationes Zn2+.

El puente salino está compuesto de una solución saturada de sales, con sus extremos
tapados por un gel permeable para los iones, pero impermeable para el agua.

Tipos de celdas electroquímicas y cómo funcionan

El modo en que una celda electroquímica funciona depende del tipo que esta sea. Las
hay fundamentalmente de dos tipos: galvánicas (o voltaicas) y electrolítica Galvánicas

La celda de Daniel es un ejemplo de una celda electroquímica galvánica. En ellas las

reacciones ocurren espontáneamente y el potencial de la pila es positivo; mientras más
grande sea el potencial, mayor será la electricidad que suministrará la celda.
Las pilas o baterías son precisamente celdas galvánicas: el potencial químico entre los
dos electrodos se transforma en energía eléctrica cuando interviene un circuito externo
que los conecta. Así, los electrones migran del ánodo, encienden el equipo al que está
conectada la pila, y se devuelven directo al cátodo.

Ejemplo:

Celda de Daniel

-
Esquema de la celda de Daniel

La siguiente ecuación química corresponde a la reacción de la celda de Daniel en donde

participa el zinc y el cobre:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Pero los cationes Cu2+ y Zn2+ no están solos sino acompañados de los aniones SO42-.
Esta celda puede representarse de la siguiente manera:

Zn | ZnSO4 | | CuSO4 | Cu

La celda de Daniel puede construirse en cualquier laboratorio, siendo muy recurrente

como práctica en la introducción de la electroquímica. A medida que el Cu2+ se
deposita como Cu, el color azul de la disolución CuSO4 se irá perdiendo.

Electrolíticas

Las celdas electrolíticas son aquellas cuyas reacciones no ocurren espontáneamente, a

menos que se les suministren energía eléctrica de una fuente externa. Aquí se da el
fenómeno contrario: la electricidad permite que reacciones químicas no espontáneas se
desarrollen.
Una de las reacciones más conocidas y valiosas que toma lugar dentro de este tipo de
celda es la electrólisis.
Las baterías recargables son ejemplos de celdas electrolíticas y a la vez galvánicas: se
recargan para revertir sus reacciones químicas y reestablecer las condiciones iniciales
para volver a reutilizarse.

Ejemplo:

Celda de Downs

-
Y finalmente, entre las celdas electrolíticas tenemos la del cloruro de sodio fundido,
conocida mejor como celda de Downs. Aquí se hace uso de la electricidad para que
recorra a través de los electrodos un volumen de NaCl fundido, y se origine así en ellos
las siguientes reacciones:

2Na+(l) + 2e– → 2Na(s) (cátodo)

2Cl–(l) → Cl2(g) + 2e– (ánodo)

2NaCl(l) → 2Na(s) + Cl2(g) (reacción global)

Así, gracias a la electricidad y cloruro de sodio puede prepararse sodio metálico y gas
cloro. (Bolivar, 2020)

S Pila Daniell

La pila Daniell fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico
británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila voltaica que fue
la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión
teórica de esta pila es de 1,10 voltios, y la reacción química que tiene lugar es:

𝐙𝐧(𝐬) + 𝐂𝐮𝟐 + (𝐚𝐪) → 𝐙𝐧𝟐 + (𝐚𝐪) + 𝐂𝐮(𝐬). 𝐄º = 𝟏, 𝟏𝟎 𝐕

a) Con puente salino. b) Con tabique poroso

La pila anterior se representaría:

Ánodo Puente salino Cátodo

𝐙𝐧 (𝐬) ½ 𝐙𝐧𝐒𝐎𝟒 (𝐚𝐪) ½½ 𝐂𝐮𝐒𝐎𝟒 (𝐚𝐪) ½ 𝐂𝐮 (𝐬)

O también:

Ánodo Puente salino Cátodo

𝐙𝐧 (𝐬) ½ 𝐙𝐧𝟐 + (𝐚𝐪) ½½ 𝐂𝐮 + + (𝐚𝐪) ½ 𝐂𝐮 (𝐬)

Ánodo se lleva a cabo la oxidación: Zn ® Zn2++ 2 e –

Cátodo se lleva a cabo la reducción: Cu2+ + 2 e – ® Cu.

RE DOX

OXIDACIÓN REDUCCIÓN

Perdida de electrones Ganancia de electrones

Reductor Oxidante

Aumenta el número de oxidación Disminuye el número de oxidación

ANODO (-) CATODO (+)

Zn ® Zn++ + 2 e- Cu++ + 2 e- ® Cu

Menor potencial de reducción Mayor potencial de reducción

(tabla de potenciales de reducción)

Eo pila = Eo cátodo – Eo ánodo

BATERIAS Y ACUMULADORES

El fundamento de los acumuladores es la transformación de la energía química en

eléctrica.

Almacenan energía química en su interior para convertirla en eléctrica en el exterior.

Los acumuladores eléctricos mantienen una tensión entre sus dos polos gracias a un
proceso químico que sucede en su interior y que luego explicaremos.

Esta d.d.p. hace que al conectar un receptor (lámpara, motor, timbre, etc.) entre los dos
polos, circule una corriente eléctrica de un polo al otro (del negativo al positivo).

Por el receptor pasará esta corriente y se pondrá en funcionamiento.

Los acumuladores eléctricos pueden ser pilas o baterías.

Luego veremos la diferencia.

Fíjate en la imagen:

Como lo vemos en la imagen

La base para un funcionamiento de un acumulador es el intercambio de electrones
entre dos reacciones químicas, una reacción de oxidación y una reacción de reducción
que inicialmente están separadas.

Al unirlas por un circuito eléctrico externo se produce el intercambio (paso) de

electrones de la reacción de oxidación a la reacción de reducción, a través del circuito
eléctrico exterior.

Luego lo veremos con más detalle.

Los acumuladores (pilas y/o baterías) pueden ser recargables, lo que significa que
cuando se descargan eléctricamente, es decir su tensión o d.d.p es igual a 0 en su polos,
si las sometemos a una corriente eléctrica externa (conectamos la batería a una
corriente) la batería se carga de nuevo.

Ahora veamos cómo se produce el fenómeno de la electroquímica en el interior de una

batería.

Celdas Electroquímicas

El acumulador más sencillo es lo que se llama una celda electroquímica, también

llamada celda Voltaica.

Una celda, o vaso, es una caja en cuyo interior hay un líquido llamado electrolito
(Pueden ser 2 líquidos, pero si son 2 están separados).

El líquido tiene sumergido en su interior dos placas metálica diferente, llamadas

electrodos.

Estos electrodos antes de introducirlos en el líquido no tienen carga eléctrica.

Cada celda proporciona entre 1,5V y 2V de tensión, como luego veremos, por eso para
formar una bateria se unen en serie varias celdas y se suman las tensiones (bateria de
celdas = bateria)

Dependiendo del material de los electrodos y de líquido del electrolito tenemos

diferentes tipos de baterías.

Por ejemplo, las baterías de plomo que se utilizan para el arranque de coches y motos,
tienen un electrodo de plomo puro, el otro electrodo es de dióxido de plomo y el
electrolito es ácido sulfúrico disuelto en agua.
Producción de Electricidad en una Celda

Uno de los electrodos debe ser de un metal que al ponerse en contacto con el electrolito
se oxide y por esta reacción de oxidación se desprendan y pasen al líquido o electrolito
iones +, quedando entonces la placa con carga -, o lo que es lo mismo con exceso de
electrones.

Si inicialmente el material su carga es 0, al desprenderse iones + queda con carga - y la

carga negativa es la de los electrones.

Este electrodo será el polo negativo o cátodo.

En el otro electrodo al introducirlo en su electrolito se produce una reacción de

reducción, reacción que produce que el electrodo se desprenda de electrones que pasan
al líquido o electrolito.

Al soltar electrones el electrodo quedará con carga +, por eso este otro electrodo será el
polo + o cátodo.

Reacción de Oxidación: la placa metálica pierde iones + y se queda con electrones

(carga negativa).

Se produce en el ánodo, lado negativo.

Reacción de Reducción: La placa metálica pierde electrones que pasan al líquido y se

queda con iones + (carga positiva).

Se produce en el cátodo, lado positivo.

Entre los 2 electrodos se produce una diferencia de potencia (d.d.p) o tensión. Uno tiene
potencial -, el ánodo, y el otro potencial positivo, el cátodo.

Al unir los electrodos mediante un circuito eléctrico externo (una bombilla por
ejemplo), como hay una d.d.p entre los 2 electrodos se producirá una corriente eléctrica.

Es decir los electrones sobrantes del cátodo pasarán al ánodo por el circuito
produciéndose una corriente eléctrica.

Una vez toda la carga negativa pasa al otro lado dejará de pasar corriente y la batería
estará descargada.

Si es recargable podremos cargarla con el proceso inverso, metiendo corriente por los
dos polos.
Como ves hay un puente entre los dos líquidos para que se produzca por el el paso de
los electrones (corriente eléctrica).

Las reacciones que se producen no se producen de forma eterna, por eso al cabo de un
tiempo la batería se descarga por completo.

Explicación del fenómeno de la electroquímica

El vaso de la izquierda contiene una solución o líquido de sulfato de zinc, en este

líquido se introduce una barra de zinc y los átomos de esta barra se oxidan y pasan a la
solución en forma de iones positivos, mientras que la barra o electrodo queda cargado
negativamente, es decir, con un exceso de electrones.

Estos electrones pasan a través del conductor hasta la otra barra, que es de cobre, y está
sumergida en el vaso de la derecha en una solución de sulfato de cobre.

Allí los iones de cobre de la sal se reducen al tomar los electrones de la barra y se
depositan en el fondo en forma de metal.

El electrodo donde se lleva a cabo la oxidación recibe el nombre de ánodo o polo -, y el

electrodo donde se lleva a cabo la reducción recibe el nombre de cátodo o polo +.

Al unir los dos polos mediante un circuito eléctrico, se produce un paso de electrones
(corriente eléctrica) desde el polo negativo al positivo.

Este proceso se llama electrolisis.

Como ves la energía química de los líquidos y placas se transforma en electricidad en el
exterior.

Cuando los polos de la celda no están unidos por un circuito externo, entre los dos polos
hay una tensión o diferencia de potencial (d.d.p) química.

Esta tensión es la que hace que al unirlos se produzca la corriente eléctrica.

Cualquier elemento que haga esto es un acumulador eléctrico, ya que acumula energía
en su interior para usarla cuando sea conveniente (cuando se unan los polos).

Las pilas y las baterías son acumuladores.

Pila = solo tiene una celda.

Batería = Formada por varias celdas unidas en serie (una bateria de celdas
electroquímicas).

Baterías

Una batería está formada por varias celdas o vasos, cada una de estas celdas es un
acumulador o pila por si misma.

Cuando unimos varias celdas en serie, uniendo polo + de la primera celda con el - de la
segunda y así sucesivamente, obtenemos una batería.

Con esto conseguimos un acumulador o batería que tiene más tensión o voltaje que una
sola celda.

Por ejemplo, una batería de auto de 12V es un conjunto en serie de 6 celdas de

plomoácido de 2V cada una.
Se llama batería porque las celdas se colocan juntas una detrás de otra, en batería, como
si fuera una batería de celdas.

Una batería puede ser ácida o alcalina en función de la naturaleza del electrolito (líquido
en su interior).

Por ejemplo, las baterías de los coches son ácidas, porque contienen un electrolito de
ácido sulfúrico en el que se sumergen una placa de plomo metálico y otra de dióxido de
plomo.

Cuando se agota el plomo o el dióxido de plomo la batería está gastada y para recargarla
se hace pasar una corriente eléctrica de la placa positiva a la negativa mediante un
alternador o dinamo (o a veces conectándola al enchufe de casa), de manera que el
sulfato de plomo se vuelve a descomponer en plomo en la placa negativa, y en la
positiva en dióxido de plomo.

Las pilas secundarias son aquellas que pueden recargarse, es decir pueden reiniciar
el proceso mediante el aporte de energía de una fuente exterior normalmente un
generador, que hace que los compuestos químicos se transformen en los compuestos de
partida al hacer pasar corriente a través de ellos en sentido opuesto.

¿Quién fue el inventor de la batería? Pues fue el señor Alessandri Volta, físico italiano,
y el Voltio unidad de tensión o d.d.p.es en honor a él.

Algunas veces, la pila es un término que se suele usar cuando hablamos de generadores
de electricidad basados en procesos químicos normalmente no reversibles, o
acumuladores de energía eléctrica no recargables (aunque hoy en día las hay
recargables), mientras que batería se aplica generalmente a los dispositivos
electroquímicos semi-reversibles, o acumuladores de energía eléctrica que sí se pueden
recargar.
Tanto pila como batería son términos provenientes de los primeros tiempos de la
electricidad, en los que se juntaban varios elementos o celdas: en el primer, caso uno
encima de otro, "apilados", y en el segundo, adosados lateralmente, "en batería", como
se sigue haciendo actualmente, para aumentar así la magnitud de los fenómenos
eléctricos y poder estudiarlos sistemáticamente.

Partes de una Batería

Aquí os dejamos un esquema de una batería con todas sus partes:

ELECTROLISIS
La electrolisis es un proceso donde la energía eléctrica cambiara a energía química.

El proceso sucede en un electrolito, una solución acuosa o sales disueltas que den la
posibilidad a los iones de ser transferidos entre dos electrodos. El electrolito es la
conexión entre los dos electrodos que también están conectados con una corriente
directa. (QUIMICA.ES)

LEY DE FARADAY

La ley de Faraday constituye el principio fundamental de la electrolisis. Con la

ecuacion de esta ley se puede calcular la cantidad de metal que se ha corrido o
depositado uniformemente sobre otro, mediante un proceso electroquímico durante
cierto tiempo, y se expresa en las siguientes: (Dias, 2008)

Donde:
W= cantidad de mental que se ha corroido o depositado [𝑔]
I= corriente[𝐴]

T= tiempo que dura el proceso [𝑠] M=

masa atonimica del metal [𝑔/𝑚𝑜𝑙] n=

valencia del metal

F= constante de faraday = 96500[𝐴. 𝑠/𝑚𝑜𝑙]

Ejercicio:

Se realiza la electrolisis de 1500ml de una solución de 𝐴𝑔2𝑆𝑂4 0,75 M durante 2 hs

circulando una corriente de 2,5 ampers.

a) Calcular la masa de plata depositada.

Datos:
Vsc= 1500ml
(𝐴𝑔2𝑆𝑂4)= 0,75M
t=2 hs =7200s
i=2,5 c/s

Cátado : 𝐴𝑔+ + 1𝑒− → 𝐴𝑔

108

m(Ag)

m(Ag)= 20,15𝑔

n(Ag)

CORROSIÓN

La Corrosión es un término que se utiliza para describir el proceso de deterioro de

materiales metálicos (incluyendo tanto metales puros, como aleaciones de estos),
mediante reacciones químicas y electroquímicas. La mayoría de los procesos de
corrosión involucran reacciones de reducción-oxidación (reacciones electroquímicas),
donde para que se desarrollen estos procesos, es necesaria la existencia de tres
constituyentes:

1. Unos electrodos (un ánodo y un cátodo).

 2. Un electrolito, como medio conductor, que en la mayoría de los casos
corresponde de una solución acuosa.
3. Una conexión eléctrica entre los electrodos.

Factores que influyen en la corrosión:

• Acidez de la solución.
• Sales disueltas.
• Capas protectoras.
• Concentración de oxígeno.
• Temperatura.
• Velocidad de flujo

Las ecuaciones de las reacciones que ocurren en los electrodos son las siguientes:

En el ánodo:

M0 → Mn + ne¯ (Oxidación) En el cátodo:

Mn + ne¯ → M0 (Reducción)

Como se observa en las ecuaciones, el ánodo cede

electrones al sistema cuando reacciona,
aumentando su número de oxidación, cambiando de su estado metálico base a cationes
que se disuelven en el electrolito, siendo este el material que se sufre el fenómeno de
corrosión; mientras que, en el cátodo, los aniones metálicos absorben electrones,
disminuyendo su número de oxidación, por lo que cambian a su estado base.

Los productos que se forman a partir del proceso

de corrosión, sobre la superficie del material,
pueden afectar de manera negativa o positiva, las
propiedades del material, dependiendo de su
naturaleza y las condiciones que lo rodean. Por
otro lado, para otros tipos de metales, como el
aluminio, el níquel o el cromo, los productos de la
corrosión tienen una mayor densidad que el material base, formando un capa sólida y
estable sobre la superficie de este, evitando que la corrosión se extienda, protegiendo al
material. Este proceso se conoce como pasivación, fenómeno que brinda la
denominación de inoxidable a un material.
Tipos de corrosión:

Una forma común de clasificar los tipos de corrosión es mediante las siguientes cuatro
categorías: corrosión generalizada, corrosión localizada, corrosión combinada con un
fenómeno físico, y otros tipos.

Corrosión generalizada (uniforme):

La corrosión generalizada, también nombrada corrosión uniforme, ocurre sobre toda la

superficie del material de forma homogénea, deteriorándolo completamente. Este tipo
de corrosión es el que mayor pérdida de material provoca, pero es relativamente fácil de
predecir y controlar, por lo que un accidente producido por este es de rara ocurrencia.
Corrosión localizada:

La corrosión localizada, al contrario de la corrosión uniforme, representa un mayor

riesgo potencial, debido a su difícil defectibilidad ya que se manifiesta en zonas
específicas en el material, determinadas tanto por la naturaleza del material, la
geometría de este y las condiciones del medio al que se somete.

Corrosión galvánica:

La corrosión galvánica ocurre cuando existe una unión, física o eléctrica, entre metales
de diferente naturaleza, lo cuales, en la presencia de un electrolito, forman una celda
electroquímica, donde el material de menor potencial electroquímico es el que se corroe.

Corrosión por fisuras:

Este tipo de corrosión es similar a la corrosión galvánica, que se produce en zonas

estrechas donde la concentración de oxígeno es mucho menor que en el resto del
sistema, y cuyo efecto induce a que estas zonas de menor concentración de oxígeno
actúen como un ánodo, propiciando el proceso de corrosión, en las fisuras.

Corrosión por picaduras (pitting):

La corrosión por picadura, conocida también como pitting se presenta en materiales

pasivados, debido a las características geométricas del sistema, existe una acumulación
de agentes oxidantes y un incremento del pH del medio, lo que propicia el deterioro de
la capa pasivada, permitiendo que la corrosión se desarrolle en estas zonas puntuales.

Corrosión por cavitación;

La corrosión por cavitación ocurre en sistemas de transporte de líquidos, hechos de

materiales pasivados, donde por cambios de presión en el sistema, se producen flujos
turbulentos que forman burbujas de aire, las cuales implosionan contra el material del
sistema, deteriorando la capa de pasivación, facilitando el desarrollo del proceso de
corrosión, de forma similar a la corrosión por picaduras, cuya diferencia se observa, en
que el efecto de la cavitación es de mayor tamaño.

Corrosión microbiológica:

La corrosión microbiológica, en realidad no es un tipo de corrosión en sí, sino que más

bien es un fenómeno que facilita el desarrollo de otros procesos de corrosión. Las
bacterias son los microorganismos más influyentes en este caso, por lo que también es
conocida como corrosión bacteriana y se produce en sistemas de transporte de líquido,
facilitando la corrosión por picaduras.
Corrosión combinada con un fenómeno físico:

Este tipo de corrosión también se puede incluir dentro de la clasificación de corrosión

localizada, pero la diferencia con estos es que se encuentran condicionados por la
presencia de un fenómeno físico, que funciona como iniciador del proceso de corrosión.

Corrosión – erosión:

Este tipo de corrosión se observa en sistema de transportes de fluidos hechos con

materiales pasivados, donde existen partículas de mayor dureza que la capa de
pasivación. Estas partículas al estar en movimiento erosionan la capa pasivada,
permitiendo que el proceso de corrosión se desarrolle.

Corrosión – tensión:

Ocurre cuando en un material, sometido a esfuerzo de tensión, ya sea de forma interna o

externa, se forman pequeñas fisuras, que dan inicio al proceso de corrosión. El material
que permanece en ambos fenómenos se deteriora con mayor rapidez que, si estuviese
bajo el efecto individual de cada uno, ya que la corrosión debilita el material.

Corrosión – fatiga:

Este proceso se desarrolla en materiales, sujetos a esfuerzos externos, similar al de

tensión, con la diferencia de que estos esfuerzos son cíclicos o fluctuantes. De igual
forma que con el proceso de tensión, el material se deteriora en mayor medida mediante
la combinación de los dos fenómenos, comparado a cada uno por separad (SCIELO,
2015) o.
Bibliografía

Bolivar, G. (17 de febrero de 2020). Lifeder. Obtenido de

https://www.lifeder.com/celdaselectroquimicas/

Dias, F. (2008). principios de electrodeposicion .

QUIMICA.ES. (s.f.). Electrólisis. Obtenido de

https://www.quimica.es/enciclopedia/Electr%C3%B3lisis.html

SCIELO. (Julio de 2015). Tipos de Corrosión. Obtenido de

https://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0379-
39822015000300127#:~:text=El%20fen%C3%B3meno%20de%20corrosi%C3%B3n%20c
onsiste,estado%20de%20menor%20potencial%20energ%C3%A9tico.