Informe de Quimica
description
Transcript of Informe de Quimica
FACULTAD DE INGENIERIAS Y ARQUITECTURA
ESCUELA ACADÉMICO PROFESIONAL DE INGENIERÍA CIVIL
INFORME DE CAMPO N° 01 CURSO : TOPOGRAFÍA I
SEMESTRE : III
DOCENTE : Ing. Roberto Julio Condori Mendoza
PRESENTADO POR :
Diego Gustavo paz tito Albert butrón Mamani Michael Valer Mamani Carrasco Yessica Ponce mandamientos Ruth calisaya Wilson tapia miranda Yesica Anco Parihuana Jaime, Evelyn Gonzales
TACNA- 2015
INFORME N° 001 /QUIMICA II/EAP.IC/FIA/UAP – 2015
A: Ing. Docente de la Asignatura de QUIMICA
DE:
Diego Gustavo paz tito Albert butrón Mamani Michael Valer Mamani Carrasco Ruth calisaya Yesica Anco Parihuana
Alumnos de la Asignatura de TOPOGRAFÍA I
ASUNTO: Práctica de Campo N° 001 Nivelación topográfica.
FECHA: 24 de Mayo de 2013
Me es grato dirigirme a UD. Con la finalidad de poner en su conocimiento el informe de prácticas de campo N° 001, “Nivelación topografica” del curso de Topografía I del semestre 2015-III, realizado el día Sabado 18 de abril del presente año en el (COLOCA LA DIRECCION AQUÍ ¡!!!!!!!!) de esta ciudad de Tacna. En cuanto informo para los fines pertinentes:
Índice Presentación Introducción Objetivos de la práctica Marco teórico Ubicación de la Práctica Instrumentos utilizados Desarrollo de la Práctica Observaciones Recomendaciones Conclusiones Anexos
ÍNDICE
Presentación
Introducción
Objetivos de la Práctica
Marco Teórico
Ubicación de la Práctica
Instrumentos Utilizados
Desarrollo de la Práctica
Observaciones
Recomendaciones
Conclusiones
Bibliografía
Anexos
PRESENTACIÓN
Señor(a) docente del Curso de Química de la Escuela Académico Profesional de Ingeniería Civil de la Universidad Alas Peruanas, mis compañeros y yo ponemos a vuestra consideración el Informe de química titulado : “elctroquimica y baterías”El presente trabajo pretende cubrir un importante y amplio campo en la asignatura como es el de:
Entender el marco teorico de dicho tema.
Comprender los distintos tipos de problemas mencionados al tema.
Estas son algunas de los datos recopilados que se realizaron, donde nuestro grupo de Ingeniería Civil y próximos Ingenieros Civiles se nos exigió buscar y exponer
Diego Gustavo paz titoMichael Valer Mamani Carrasco
Ruth Isabel calisaya Chura
INTRODUCCIÓN
Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la
electroquímica
Durante finales del siglo XVIII Luigi Galvani marcó el nacimiento de la
electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al
pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos
extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado.
Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las
corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la
energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la
electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen
efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las
corrientes o voltajes.
Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el
aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas
mediante su utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo
en las baterías. Dentro de éstas se encuentran las pilas primarias y los
acumuladores o pilas secundarias.
Las baterías poseen una fuerza electromotriz que está dada por la diferencia
algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar.
MARCO TEÓRICO
La electroquímica es el estudio de la interconversión de energía eléctrica y
química.
Esta conversión tiene lugar en una célula electroquímica, que puede ser:
- célula voltaica, en donde una reacción espontánea genera energía
eléctrica.
- célula electrolítica, en la que se utiliza energía eléctrica para llevar a cabo
una reacción no espontánea.
Definición de electroquímica:
Las reacciones son del tipo de oxidación-reducción, que se dividen en dos
semireacciones:
- de reducción, donde se consumen electrones.
- de oxidación, donde se producen electrones.
En la célula electroquímica, las dos semireacciones se producen en dos
electrodos, uno es el cátodo y otro el ánodo.
Electrolisis:
Es aquel proceso , por el cual se realiza la descomposición de una sustancia
química llamado electrolito mediante una reacción REDOX provocada por
acción de la corriente eléctrica continua , por lo tanto es un proceso no
espontaneo y endoenergético.
Estos procesos se llevan a cabo en celdas llamadas electrolíticas, las que
contienen al electrolito y los electrodos respectivos.
Una celda electrolítica es un dispositivo similar al empleado para determinar
si una solución es o no electrolítica. Consta de un recipiente que contiene
una solución de algún electrolítico y dos electrodos que se sumergen en
dicha sustancia, a través de los cuales fluye una corriente eléctrica,
proveniente de una fuente de energía ( ejemplo una pila). El electrodo desde
el cual salen electrones hacia la solución está cargado negativamente
(Cátodo), por lo que los iones cargados positivamente (cationes) migrarán
hacia éste. De la misma forma, los iones negativos (aniones) se verán
atraídos por el electrodo positivo o ánodo. Dado que el electrodo negativo
presenta un exceso de electrones, se comporta como un agente reductor,
pues puede ceder dichos electrones a un ion positivo que carezca de ellos.
Igualmente, el polo positivo de una celda electrolítica actúa como agente
oxidante, capturando los electrones de exceso que posean los iones
negativos.
Así, podemos afirmar que en una celda electroquímica, el electrodo donde
ocurre la reducción es el cátodo y aquel en donde ocurre la oxidación
corresponde al ánodo.
Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones
electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius.
Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación electrolítica, la cual
está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse
en contacto con el agua.
Postulados de la Teoría de Arrhenius:
SERIE ELECTROQUÍMICA DE POTENCIALES
El valor del potencial de un par redox depende de las condiciones en las que
se mida.
Si las condiciones son las estándar ( 25ºC, 1 atm y [iones] = 1 M ), los
potenciales se
llaman estándar y se designan con Eº, pero si las condiciones son otras
distintas, se llaman
potenciales actuales y se designan con E.
(Ecuación de Nernst)
El F2 es el mejor oxidante, ya que a mayor Eº mayor tendencia a reducirse y,
por tanto, mayor poder oxidante.
El Li es el mejor reductor, porque su Eº es el más bajo y, por tanto, frente a
cualquier sustancia se oxidaría.
Notas: Si una ecuación se multiplica por un número n, el potencial del par no
varía. Si una ecuación se invierte, el potencial del par cambia de signo (ya
que sería ( potencial de oxidación):
Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la
electrólisis en 1833:
Primera Ley de Faraday:
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la
reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x
tiempo) que ha pasado a través del circuito”.
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulomb o
Faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb
se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado
cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente durante un segundo.
Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma
cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes
gramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la
misma cantidad de electricidad. La cantidad de elemento depositado por un
Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico.
Aplicaciones de la Electrólisis
Electrólisis del cloruro de sodio
Tres compuestos químicos de gran importancia, el NaOH, el Cl2 y el H2 se
obtienen a partir de la electrólisis de una solución acuosa concentrada de
NaCl, conocida como salmuera. El hidrógeno se produce en el cátodo
mediante la reacción:
La reacción total se resume de la siguiente manera:
Tanto el hidrógeno como el cloro producidos se secan, purifican y comprimen
para ser almacenados en cilindros y posteriormente ser utilizados.
El sistema se alimenta continuamente bombeando salmuera fresca a la celda
electrolítica, que contiene una mezcla de NaOH (cerca de 10%) y una buena
cantidad de NaCl. El siguiente paso es extraer el agua por evaporación para
que el NaCl cristalice y la concentración NaOH en la solución en la solución
aumente (hasta un 50%), luego de lo cual es posible extraer este producto.
Celdas Electroquímicas
Generalidades:
Las reacciones de óxido-reducción que ocurren espontáneamente, pueden
ser utilizadas para generar energía eléctrica. Para ello es necesario que la
transferencia de electrones no se realice directamente, es decir, que la
oxidación y la reducción sucedan en espacios separados. De esta manera, el
flujo de electrones desde el agente reductor hacia el agente oxidante, se
traduce en una corriente eléctrica, que se denomina corriente galvánica, en
honor a Luigi Galvani (1737-1798), físico italiano que estudió estos
fenómenos. Las celdas electroquímicas, conocidas también como celdas
galvánicas o voltaicas, son los dispositivos en los cuales se realiza este
proceso. En una celda electroquímica los reactivos se mantienen en
compartimentos separados o semiceldas, en las cuales se realizan las semi-
reacciones de oxidación y reducción separadamente. Una semicelda consta
de una barra de metal que funciona como electrodo y que se sumerge en
una solución acuosa compuesta por iones del mismo metal, provenientes de
una sal de éste. Los electrodos de cada semicelda, se comunican a través de
un circuito eléctrico externo, por el que viajan los electrones desde el agente
reductor hasta el agente oxidante. Estos dispositivos son el fundamento de
las pilas y baterías que usamos a diario.
A manera de ejemplo, analicemos una celda electroquímica
La unidad internacional para expresar el potencial eléctrico es el voltio (V).
por ejemplo, para el sistema de la figura que se muestra, de Zn y H, el
voltímetro muestra que hay una diferencia de potencial de 0,76 V. este valor
corresponde a la reacción de oxidación del Zn y por tanto representa el
potencial estándar de oxidación de este elemento, simbolizado como
El potencial estándar de reducción tiene el mismo valor, pero signo contrario:
La corriente eléctrica que se genera en una celda electroquímica es
consecuencia de la diferencia de potencial que se establece entre los
electrodos y se conoce como fuerza electromotriz (fem) de la celda.
En la siguiente tabla se muestran los potenciales de reducción estándar para
diferentes sustancias, indicando en cada caso la semireacción de reducción:
Aplicaciones de las Celdas Galvánicas:
Retomando los conceptos expresados hasta el momento, podemos decir que
una celda electrolítica se consume energía eléctrica para producir una
reacción redox, que de otra manera no tendría lugar. En cambio en una celda
electroquímica, se produce energía eléctrica como resultado de un proceso
espontáneo de óxido---reducción. Las celdas galvánicas son el fundamento
de los diversos tipos de pilas que se producen comercialmente en la
actualidad. En términos generales una pila es un dispositivo que suministra
energía eléctrica. Cuando varia pilas se conectan entre sí, se obtiene una
batería. A diferencia de la pila de Daniell, las pilas comerciales se
caracterizan porque generan cantidades apreciables de energía en
comparación con su reducido tamaño y porque su tiempo de vida útil es
suficientemente largo como para justificar su fabricación. Así mismo, dado
que las soluciones electroquímicas que contienen las celdas son, por lo
general, tóxicas y altamente corrosivas, estas pilas tienen una cubierta
resistente a escapes, que hace posible transportar fácilmente el dispositivo.
Veamos:
Pila seca o pila de Leclanché:
Contiene en su interior una pasta húmeda de cloruro de amonio (NH4Cl),
cloruro de zinc (ZnCl2), dióxido de manganeso (MnO2) y agua, que actúa
como la solución de electrólitos. El recipiente de la pila está hecho de zinc y
hace las veces de ánodo, mientras que el cátodo es una barra de grafito
(carbono) rodeada de una mezcla de polvo de grafito y MnO2
celdas galvánicas y electroquímicas:
En una celda electrolítica se produce el proceso llamado electrólisis en el
cual, el paso de la electricidad a través de una solución suministra energía
suficiente para dar lugar a una reacción de oxidación-reducción no
espontánea. En estas celdas se realiza la conversión de energía eléctrica a
energía química. Las celdas electrolíticas pueden proporcionar información
que se relaciona con el medio ambiente químico así como la energía que se
requiere para que se verifiquen muchas importantes reacciones de
oxidación-reducción.
Otra situación se presenta donde el flujo de electrones se produce como
resultado de reacciones de oxidación-reducción espontáneas. Luego ocurre
la conversión de la energía química a energía eléctrica, esto es en las celdas
galvánicas. La condición fundamental para que esto sea posible es mantener
separados al agente oxidante y reductor a fin que la transferencia de
electrones se haga forzosamente por un alambre o hilo conductor. Un
dispositivo que cumple estas condiciones es la pila galvánica, llamada así en
honor de Luigi Galván (1780) y de Alessandro Volta (1800), quienes
realizaron los descubrimientos básicos. Una batería es un conjunto de dos o
más pilas conectadas generalmente en serie, uniendo el ánodo de cada una
al cátodo de la precedente.
Un ejemplo de una reacción espontánea de oxidación-reducción que tiene
lugar en una solución, se puede ver sencillamente colocando un pedazo de
zinc metálico dentro de una solución de CuSO4. Se empieza a formar una
capa de un sólido esponjoso y parduzco sobre el pedazo de zinc y al mismo
tiempo comienza a desaparecer el color azul del CuSO4. La sustancia
pardusca que se forma sobre el zinc es cobre metálico, y las dos medias
reacciones que se producen se representan como
OBSERVACIONES
1. El equipo de trabajo debe ser de un máximo de 4 personas.
2. El compañero que estuvo a cargo de los cálculos fallo por causa de un defecto en su calculadora , revisar los instrumentos antes de ir a campo.
RECOMENDACIONES
Incorporar los accesorios necesarios a los Equipos para cada práctica, para que de esta manera se hagan los trabajos con más precisión.
CONCLUSIONES
1. El Nivel Topográfico es el instrumento adecuado para realizar este tipo de trabajos, siempre y cuando se cuente con los recursos adecuados y el personal esté capacitado.
2. Durante la nivelación se tuvo algunos inconvenientes, debido al clima caluroso, puesto que el área de trabajo estuvo en una zona desolada y descubierta.
3. En conclusión es muy importante el manejo y utilización del Nivel Topográfico, puesto que nuestra vida laboral como Ingeniero está ligada a la topografía.
ANEXOS