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