Termoquimica-y-electroquimica.docx

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INTRODUCCION Por medio de esta investigación estaremos estudiando distintos temas basados en loa conceptos de termoquímica y de electroquímica, tales como pilas, distintos tipos de celdas, así como los distintos tipos de corrosión. Se hablara del estudio de la termoquímica, sus variantes, ramificaciones y su importancia, los cambios de fase que se pueden producir combinando diferentes estados al aplicar calor a una sustancia y sus nombres, tales como el calor de reacción, el calor de formación, y el calor de solución. También estaremos viendo de una manera superficial el intercambio de energía y las reacciones endotérmicas y exotérmicas para así mismo poder entender las causas y consecuencias de los distintos tipos de calor, por ejemplo las entalpias y sus características. De igual manera para comprender de una manera más sencilla estos temas, se dan a conocer conceptos básicos relacionados con estos temas. En cuanto a lo que concierne a la electroquímica, estaremos viendo su definición, y en una pequeña sección veremos el ejemplo de la electrolisis en el agua así como las partes en las que puede dividirse explicando cada una de ellas, como también lo que es la aplicación de la celda electroquímica y la celda galvánica como partes fundamentales de la vida diaria. Por los motivos anteriores es sencillo darse cuenta de que los temas mencionados son de gran importancia para el estudiando de Ingeniería, pues el comprender los procesos del calor y de la electricidad son fundamentales en una rama del estudio tan compleja como lo es la Química. Por consiguiente se recomienda al lector aportar el mayor interés posible en cuanto a los temas mencionados con el fin de que nuestro conocimiento y experiencia crezca para así mismo alcanzar el profesionalismo que esta carrera demanda.

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OBJETIVO Otorgar por medio del estudio de las ramas de la química el conocimiento teórico necesario para lograr tener las bases suficientes que nos permitan desarrollarnos con fluidez en el estudio de la química y como profesionales en labor pues la importancia que tiene comprender estos temas es muy relevante en la vida del ingeniero al laborar día a día con materiales inducidos por calor y también por electricidad así como con la energía necesaria para realizar dichos trabajos.

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TERMOQUIMICA Termoquímica (del gr. thermos, calor y química) consiste en el estudio de las transformaciones que sufre la Energía calorífica en las reacciones químicas, surgiendo

como

una

aplicación

de

la

Termodinámica a

la

química.

Frecuentemente podemos considerar que las reacciones químicas se producen a presión constante (atmosfera abierta, es decir, P=1 atm), o bien a volumen constante (el del receptáculo donde se estén realizando). El Calor intercambiado en el proceso es equivalente a la variación de entalpía de la reacción. qp = ΔrH. El calor que se intercambia en estas condiciones equivale a la variación de energía interna de la reacción. qv = ΔrU La Termoquímica estudia

los

cambios

energéticos

ocurridos

durante

las

reacciones químicas. El calor que se transfiere durante una reacción química depende de la trayectoria seguida puesto que el calor no es una función de estado. Sin embargo, generalmente las reacciones químicas se realizan a P=cte o a V=cte, lo que simplifica su estudio. La situación más frecuente es la de las reacciones químicas realizadas a P=cte, y en ellas el calor transferido es el cambio de entalpía que acompaña a la reacción y se denomina "entalpía de reacción". La entalpía es una función de estado, luego su variación no depende de la trayectoria. Las reacciones donde la variación de entalpía es positiva (calor absorbido en la reacción) son llamadas reacciones endotérmicas, mientras que aquellas cuya variación de entalpía es negativa (calor cedido por el sistema durante la reacción) son llamadas reacciones exotérmicas. Si la reacción endotérmica se realiza en un sistema de paredes adiabáticas, como consecuencia de la reacción se produce una disminución en la temperatura del sistema. Si la reacción es exotérmica y se realiza en un recipiente de paredes adiabáticas, la temperatura final del sistema aumenta.

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Si las paredes del sistema son diatérmicas, la Temperatura del sistema permanece constante con independencia de la transferencia de energía que tiene lugar debido al cambio en la composición.

VARIABLES DE ESTADO Son magnitudes que pueden variar a lo largo de un proceso (por ejemplo, en el transcurso de una reacción química) Ejemplos:    

Presión. Temperatura. Volumen. Concentración.

CONCEPTOS PREVIOS Sistema: Definimos sistema como la “porción delimitada del mundo físico (y especificada) que contiene cantidades definidas de sustancia que se consideran bajo estudio”. Tipos de sistemas: Aislado: No hay transferencia de masa o energía con el entorno. Un ejemplo es un termo ideal (aislado y de paredes rígidas). Cerrado: No hay transferencia de masa pero sí de energía en forma de calor, trabajo o radiación. Por ejemplo cualquier recipiente cerrado no ideal. Abierto: Transfiere masa y energía con su entorno. Un ejemplo es el cuerpo humano.

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Entorno: son los alrededores del sistema, todo aquello que lo rodea, la parte del universo que queda alrededor y puede afectarle en algo. Pared: la pared es lo que separa a nuestro sistema del entorno circundante. La pared es algo muy importante puesto que dependiendo de como sea, así será la relación entre nuestro sistema y el entorno. Dependiendo del tipo de pared pueden darse los siguientes tipos de interacciones o transformaciones. Transformaciones: Isoterma: Se realizan a temperatura constante. Isocora: Se realiza a volumen constante y también recibe el nombre de isométrica. Isóbara: Es la transformación que se realiza a presión constante. Adiabática: Es aquella transformación que se realiza sin intercambio de calor. Calor: aquellas transferencias de energía que ocurren entre el sistema y el ambiente o entorno en virtud de una diferencia de temperatura. Así, para determinar la existencia o no de flujo de calor, debemos examinar la frontera entre el sistema y el entorno. Para el estudio termoquímico de un sistema se tienen que dar las siguientes condiciones: El sistema debe estar en equilibrio en el momento del análisis 

Equilibrio mecánico: tiene que estar en reposo, no puede haber movimiento.



Equilibrio químico: no puede estar efectuándose ninguna reacción química en ese instante.



Equilibrio térmico: no puede haber intercambio de calor con el entorno en el momento del análisis. Para el estudio del sistema se pueden estudiar muchas funciones variables de estado, tales como el volumen V, la presión P, la temperatura T, el número de moles n, la entalpía H, la entropía S...

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-Una función o variable siempre cumple la siguiente propiedad: -Su valor solo depende del estado del sistema pero no de cómo ha alcanzado el sistema ese valor. -Una cosa que también hay que tener presente es que el calor no es una forma de energía sino una forma de transferir energía. Entalpía (H): Magnitud termodinámica de un cuerpo, igual a la suma de su energía interna más el producto de su volumen por la presión exterior. La entalpía como tal no se puede medir, lo que sí se puede medir son variaciones de entalpía. Energía Interna (U): No es correcto hablar de calor en un cuerpo ni de energía calorífica de un cuerpo, el término correcto es la energía interna, la cual es la suma da la energía potencial interna, de cada una de las partículas del sistema, más la energía cinética de estas partículas con respecto al centro de masas. Reacción Endotérmica: Son aquellas reacciones en las que la variación de entalpía es positiva. El sistema absorbe energía en la reacción. Reacción Exotérmica: Aquellas en las que la variación de entalpía es negativa. El sistema cede energía en la reacción.

CALOR DE REACCION Es la cantidad de energía térmica producida en una reacción; se mide en la mayoría de los casos en kilojoules o kilocalorías. La energía es la capacidad que tiene un cuerpo para realizar un trabajo, cuando ésta se desprende en forma de luz y

calor

la combustión se

se

dice

ponga

que en

ha

ocurrido

marcha

debe

una combustión. estar

presente

Para un

que

"chispa"

llamada energía de activación, la cual se mide calculando la cantidad de energía que se debe suministrar para iniciar la reacción. El cálculo de calor de reacción, propiedad extensiva. Antes de iniciar una reacción química es importante conocer si la reacción será exotérmica o endotérmica, además de conocer la magnitud del calor liberado o el calor absorbido en ella. Sin este valor, no se podrá iniciar ningún proceso químico a escala industrial.

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Entre muchas cosas, debemos conocer la cantidad de energía que debemos suministrar para que la reacción se efectúe, o conocer la cantidad de calor que generará la reacción, para poder seleccionar el material de los recipientes en donde se va efectuar la reacción, debemos evaluar si estos resistieran el calor liberado. El calor de reacción puede ser hallado varias formas: 

de manera teórica



de manera experimental Tal como lo muestra el diagrama siguiente:

Los valores de calor de reacción encontrados de manera experimental, siempre serán elegidos, frente a los datos de calor de reacción encontrados de manera teórica. Muchas veces debemos emplear datos de calor de reacción teóricos, pues no tenemos formar de encontrar el valor de éstos, de manera experimental. Los datos teóricos y experimentales no difieren de manera drástica, nunca se podrá encontrar un dato experimental que arroje un calor de reacción endotérmico y cuando se realiza el cálculo del calor de reacción teórico, éste arroje un valor exotérmico. Con toda seguridad uno de los dos valores está errado.

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CALOR DE FORMACION Es el calor de reacción para la formación de un mol de compuesto a partir de los elementos que los constituyen en su forma más estable. Cuando los datos termoquímicos empleados para predecir el calor de una reacción son los calores de formación tipo (1 atm, 25ºC) el calor de reacción así determinado se llama calor de reacción tipo y se obtiene expresando la ley de Hess como sigue:

También se considera como el incremento entálpico (ΔH) que se produce en la reacción de formación de un mol de un determinado compuesto a partir de los elementos en estado físico normal (en condiciones estándar). Se expresa como ΔHf 0. Se trata de un “calor molar”, es decir, el cociente entre ΔH0 y el número de moles formados de producto. Por tanto, se mide en kJ/mol. Ejemplos: C(s) + O2(g) ⎯→ CO2(g); ΔHf 0 = – 393,13 kJ/mol H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l); ΔHf 0 = – 285,8 kJ/mol. El calor estándar de formación de una sustancia, ∆H o f (kcal/mol), se define como el calor involucrado cuando se forma un mol de sustancia a partir de sus elementos en sus respectivos estados estándar. La temperatura estándar es de 298.15K (25ºC) y la presión estándar es de 1 atmósfera. El calor estándar de formación también se puede presentar como la entalpía de una sustancia en su estado estándar, ∆H o f, referida a los elementos en sus estados estándar, a la misma temperatura. El subíndice f indica la formación del compuesto y el supraíndice º se refiere a que todos los reactantes y productos están en su estado estándar. El estado estándar de los elementos se refiere a su estado de agregación. Por convención, la entalpía de cada elemento en su estado estándar es cero, o lo que es lo mismo, el calor estándar de formación de dicho elemento vale cero.

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El estado estándar de los elementos se refiere a su estado de agregación. Por convención, la entalpía de cada elemento en su estado estándar es cero, o lo que es lo mismo, el calor estándar de formación de dicho elemento vale cero. Por ejemplo, H2(g) , O2(g), N2(g), C(s, grafito), Cl2(g) , F2(g) , Fe(s) , Ar(g) , Na(s) , He(g) , K(s) , etc. Ejemplos a) Considere el calor estándar de formación del CO2. C (s) + O2 (g) --> CO2 (g) -94.054 kcal/ mol (∆H o f ) CO2 a 298K Si cuando se produce la formación de un compuesto, el sistema libera calor al medio (es decir, el medio absorbe el calor entregado por el sistema en la reacción exotérmica), entonces el ∆H o f del compuesto es negativo. b) Considere la reacción H2 (g) --> 2 H (g) + 104.2 kcal/ mol que genéricamente se puede escribir como H2 (g) --> 2 H (g) + 2 ∆H o f , H siendo (∆H of ) H, 298K = 52.1 kcal/ g mol. Es decir, cuando el sistema absorbe calor del medio para la formación de un compuesto, el ∆H of del compuesto es positivo (reacción endotérmica. Es importante mencionar que las sustancias con grandes calores estándar positivos de formación tienden a ser especies químicamente más activas.

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CALOR DE SOLUCION La entalpía de solución, entalpía de disolución o calor de disolución es el cambio de entalpía asociado a la disolución de una sustancia en un solvente a presión constante. El calor de solución es una de las tres dimensiones del análisis de solubilidad. Se expresa más frecuentemente en kJ/mol a temperatura constante. El calor de solución de una sustancia está definido como la suma de la energía absorbida, o energía endotérmica (expresada en kJ/mol "positivos"), y la energía liberada, o energía exotérmica (expresada en kJ/mol "negativos"). Debido a que el calentamiento disminuye la solubilidad de un gas, la disolución de los gases es exotérmica. Consecuentemente, al disolverse un gas en un solvente líquido, la temperatura disminuye, mientras que la solución continúa liberando energía. Éste es un efecto del incremento en el calor o de la energía requerida para atraer a las moléculas de soluto y solvente —en otras palabras, esta energía supera a la energía requerida para separar a las moléculas del solvente. Cuando el gas está disuelto completamente (eso es puramente teórico dado que ninguna sustancia puede disolver infinitamente) el calor de solución estará al máximo. El proceso de disolución puede verse, termodinámicamente, como si consistiera en tres etapas: -Ruptura de las atracciones soluto-soluto (endotérmica), por ejemplo la energía reticular en el caso de las sales. -Ruptura de las atracciones solvente-solvente (endotérmica), por ejemplo el enlace de hidrógeno en el agua. -Formación de atracciones solvente-soluto (exotérmica), en la solvatación. El valor del cambio de entalpía global es la suma de los cambios de entalpía individuales de cada paso. Por ejemplo, al disolver nitrato de amonio en agua descenderá la temperatura del agua (la solvatación no compensa el gasto de energía en romper la estructura cristalina), mientras que el agregar hidróxido de potasio a agua aumentará la temperatura del sistema. Las soluciones con calores negativos de solución forman enlaces fuertes y tienen presiones de vapor bajas.

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ELECTROQUÍMICA La electroquímica estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, 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. Las Reacciones Químicas que intervienen en estos procesos son de tipo redox.

ELECTROQUÍMICA Y CELDAS ELECTROLÍTICAS Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones química a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda). Un ejemplo común de celda electroquímica es la pila (por ejemplo, la estándar de 1,5 voltios o la recargable de 1,2), que es una celda galvánica simple, mientras una batería eléctrica consta de varias celdas conectadas en serie o paralelo. Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra: 

La celda

galvánica o celda

voltaica transforma

una

reacción

química

espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas. 

La celda

electrolítica transforma

una corriente

eléctrica en

una reacción

química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

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El segundo gran tipo de celdas electroquímicas convierte la energía de una corriente eléctrica en la energía química de los productos de una reacción que no se da de modo espontáneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba. El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendría la celda galvánica en la que se produjese el proceso inverso, por lo que también se deben conocer los potenciales de reducción. Ejemplo: Los potenciales de reducción del cobre(II)/cobre y del zinc(II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la reacción

espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu proporcionaría

una fuerza

electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios.

Aparato para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces para recogida de los gases liberados. Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere una diferencia de potencial de más de 1,10 voltios.

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Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la cuba.

Aunque

ahora

existe

un

único

recipiente,

también

existen

dos

semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox: 

La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo.



La ganancia de electrones (reducción) se produce en el cátodo.

Un ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente eléctrica.

ELECTROQUÍMICA Y CELDAS VOLTAICAS (GALVÁNICAS) La celda

galvánica o celda

voltaica,

denominada

en

honor

de Luigi

Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semi-celdas individuales separados por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica. En el uso común, la palabra pila es una celda galvánica única y una batería propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo. Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como: M n+ (especie oxidada) + n e-

M (especie reducida)

En una pila galvánica un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben

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estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B: A n+ + n eB m+ + m em A + n B m+

A. B. n B + m A n+

Esto no es toda la historia ya que los aniones también deben ser transferidos de una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos. El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas. Se mide conectando un voltímetro a los dos electrodos. El voltímetro tiene una resistencia muy alta, por lo que el flujo de corriente es realmente insignificante. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que se reducen se aproxime a cero. Para

la pila

Galvánica,

representada

en

la

figura,

los

dos

metales

son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es Zn + Cu2+

Zn2+ + Cu

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El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. Por definición, el cátodo es el electrodo

donde

tiene

lugar

la

reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El ánodo atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el ánodo es el electrodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo. Las

celdas

galvánicas

se

usan

normalmente como fuente de energía eléctrica. Por su propia naturaleza producen corriente. Por ejemplo, una batería de plomo y ácido contiene un número de celdas galvánicas. Los dos electrodos son efectivamente plomo y óxido de plomo. La celda Weston se adoptó como un estándar internacional para el voltaje en 1911. El ánodo es una amalgama de mercurio (elemento) y cadmio, el cátodo está hecho de mercurio puro, el electrólito es una solución (saturada) de sulfato de cadmio y el despolarizador es una pasta de sulfato de mercurio (I). Cuando la solución de electrólito está saturada el voltaje de la celda es muy reproducible, de ahí su uso como un estándar.

CELDAS VOLTAICAS DE USO PRÁCTICO Una de las primeras pilas eléctricas, la Pila Daniell. Una pila Daniell está formada por un electrodo de zinc sumergido en una disolución diluida de sulfato de zinc y otro electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambas disoluciones están separadas por una pared porosa. En esta situación la tensión de disolución del zinc es mayor que la presión osmótica de los iones Zn++ y el electrodo se disuelve emitiendo Zn++ y quedando cargado negativamente. En la disolución de sulfato de cobre, debido a su alta

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concentración de iones Cu, depositándose Cu++ sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado positivamente. En estas condiciones existirá una diferencia de potencial de 1 voltio aproximadamente entre ambos electrodos. Similar a la anterior es la Pila de Volta, considerada la primera en su especie. En esta los electrodos son también zinc y cobre y el electrolito es ácido sulfúrico. Al disolverse ambos metales en el ácido, el cobre adquiere un potencial mayor que el zinc, estableciéndose por tanto una diferencia de potencial de aproximadamente 1 voltio entre ambos. Esta pila tiene el inconveniente de que al desprenderse hidrógeno en el proceso, este se deposita en parte sobre el cobre impidiendo el paso de corriente, por lo que se dice que en estas condiciones la pila se ha polarizado. Otra pila basada en el mismo principio es la Pila Leclanché. En esta el electrolito es una solución de cloruro amónico (Cl NH4), siendo el electrodo negativo de zinc y el positivo una placa de carbón rodeado de una mezcla de bióxido de manganeso y carbón pulverizado introducido en un vaso de paredes porosas. El bióxido de manganeso actúa como despolarizante, parta evitar el fenómeno de la polarización citado en la pila de Volta. La tensión de disolución del Zn hace a este disolverse formando cloruro de zinc y adquiriendo el electrodo un potencial negativo respecto a la solución. Los iones NH4+ del cloruro amónico se descargan sobre el electrodo de carbón produciendo NH3 e hidrógeno, el cual actuando sobre el bióxido de manganeso (Mn O2) lo reduce a óxido manganoso (Mn O). Tenemos finalmente las denominadas pilas secas, que son las que normalmente utilizamos. Estas son pilas de Leclanché en las que la disolución de cloruro amónico y la mezcla de carbón y bióxido de manganeso se ha sustituido por una pasta formada por bióxido de manganeso, cloruro de zinc, carbón de cok, agua y una pequeña cantidad de grafito. El recipiente de zinc es el electrodo negativo y una barra de carbón introducida en la pasta el positivo. El cierre del recipiente se hace con una pasta no conductora que lo hace hermético.

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Puesto que son fuente de energía, las baterías tienen dos parámetros fundamentales a tener en cuenta: el voltaje y la capacidad. El voltaje en la mayoría de las baterías lo tienen ajustado a 1,5 V este valor puede variarse. La capacidad de la batería viene medida en amperios hora, o más generalmente en el caso de pilas pequeñas en miliamperios hora (mAh). A modo de ejemplo, 100 mAh indica que es posible obtener una corriente de 100 mA durante una hora (o 200 mA durante media hora) antes de que se agote la batería. Esta relación no es lineal, pues una corriente más elevada hace que se acorte la vida de la batería, mientras que una corriente más suave puede alargar la duración de la misma. Ø Pila primaria: es una pila basada en una reacción química irreversible, y por lo tanto, es una pila no recargable (posee un solo ciclo de vida).

Ø Pila secundaria: es aquella pila basada en una reacción química reversible y, por lo tanto, es recargable. Se pueden regenerar sus elementos activos pasando una corriente eléctrica en sentido contrario al de descarga. Posee ciclos de vida múltiples.

Ø Pila botón: es una pila de tamaño reducido, de forma chata y redonda.

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Ø Batería: se denomina así a una unidad productora de energía eléctrica, constituida por varias pilas.

Pila de combustible: Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila.

Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia.

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TIPOS DE CORROSIÓN Antes de analizar los efectos para la sociedad que tiene la corrosión, tenemos que ver los diversos tipos de corrosión que existen. Los tipos de corrosión se pueden clasificar de la siguiente manera: General o Uniforme Es aquella corrosión que se produce con el adelgazamiento uniforme producto de la pérdida regular del metal superficial. A su vez, esta clase de corrosión se subdivide en otras: Atmosférica De todas las formas de corrosión, la Atmosférica es la que produce mayor cantidad de daños en el material y en mayor proporción. Grandes cantidades de metal de automóviles, puentes o edificios están expuestas a la atmósfera y por lo mismo se ven atacados por oxígeno y agua. La severidad de esta clase de corrosión se incrementa cuando la sal, los compuestos de sulfuro y otros contaminantes atmosféricos están presentes. Para hablar de esta clase de corrosión es mejor dividirla según ambientes. Los ambientes atmosféricos son los siguientes: Industriales Son los que contienen compuestos sulfurosos, nitrosos y otros agentes ácidos que pueden promover la corrosión de los metales. En adición, los ambientes industriales contienen una gran cantidad de partículas aerotransportadas, lo que produce un aumento en la corrosión. Marinos Esta clase de ambientes se caracterizan por la presencia de cloridro, un ion particularmente perjudicial que favorece la corrosión de muchos sistemas metálicos.

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Rurales En estos ambientes se produce la menor clase de corrosión atmosférica, caracterizada por bajos niveles de compuestos ácidos y otras especies agresivas. Existen factores que influencian la corrosión atmosférica. Ellos son la Temperatura, la Presencia de Contaminantes en el Ambiente y la Humedad. Galvánica La corrosión Galvánica es una de las más comunes que se pueden encontrar. Es una forma de corrosión acelerada que puede ocurrir cuando metales distintos (con distinto par redox) se unen eléctricamente en presencia de un electrolito (por ejemplo, una solución conductiva).

El ataque galvánico puede ser uniforme o localizado en la unión entre aleaciones, dependiendo de las condiciones. La corrosión galvánica puede ser particularmente severa cuando las películas protectoras de corrosión no se forman o son eliminadas por erosión. Esta forma de corrosión es la que producen las Celdas Galvánicas. Sucede que cuando la reacción de oxidación del ánodo se va produciendo se van desprendiendo electrones de la superficie del metal que actúa como el polo

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negativo de la pila (el ánodo) y así se va produciendo el desprendimiento paulatino de material desde la superficie del metal. Este caso ilustra la corrosión en una de sus formas más simples. Quizá la problemática mayor sobre corrosión esté en que al ser este caso bastante común se presente en variadas formas y muy seguido. Por ejemplo, la corrosión de tuberías subterráneas se puede producir por la formación de una pila galvánica en la cual una torre de alta tensión interactúa con grafito solidificado y soterrado, con un terreno que actúe de alguna forma como solución conductiva. Metales Líquidos La corrosión con metales líquidos corresponde a una degradación de los metales en presencia de ciertos metales líquidos como el Zinc, Mercurio, Cadmio, etc. Ejemplos del ataque por metal líquido incluyen a las Disoluciones Químicas, Aleaciones Metal-a-Metal (por ej., el amalgamamiento) y otras formas. Altas Temperaturas Algunos metales expuestos a gases oxidantes en condiciones de muy altas temperaturas, pueden reaccionar directamente con ellos sin la necesaria presencia de un electrolito. Este tipo de corrosión es conocida como Empañamiento, Escamamiento o Corrosión por Altas Temperaturas. Generalmente esta clase de corrosión depende directamente de la temperatura. Actúa de la siguiente manera: al estar expuesto el metal al gas oxidante, se forma una pequeña capa sobre el metal, producto de la combinación entre el metal y el gas en esas condiciones de temperatura. Esta capa o “empañamiento” actúa como un electrolito “sólido”, el que permite que se produzca la corrosión de la pieza metálica mediante el movimiento iónico en la superficie. Algunas maneras de evitar esta clase de corrosión son las siguientes:

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

Alta estabilidad termodinámica, para generar en lo posible otros productos para reacciones distintas.



Baja Presión de Vapor, de forma tal que los productos generados sean sólidos y no gases que se mezclen con el ambiente.

La corrosión por Altas Temperaturas puede incluir otros tipos de corrosión, como la Oxidación, la Sulfatación, la Carburización, los Efectos del Hidrógeno, etc. Localizada La segunda forma de corrosión, en donde la pérdida de metal ocurre en áreas discretas o localizadas. Al igual que la General/Uniforme, la corrosión Localizada se subdivide en otros tipos de corrosión. A continuación, veremos los más destacados. Corrosión por Fisuras o “Crevice” La corrosión por Crevice o por fisuras es la que se produce en pequeñas cavidades o huecos formados por el contacto entre una pieza de metal igual o diferente a la primera, o más comúnmente con un elemento no- metálico. En las fisuras de ambos metales, que también pueden ser espacios en la forma del objeto, se deposita la solución que facilita la corrosión de la pieza. Se dice, en estos casos, que es una corrosión con ánodo estancado, ya que esa solución, a menos que sea removida, nunca podrá salir de la fisura. Además, esta cavidad se puede generar de forma natural producto de la interacción iónica entre las partes que constituyen la pieza.

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Algunas formas de prevenir esta clase de corrosión son las siguientes: 

rediseño del equipo o pieza afectada para eliminar fisuras.



cerrar las fisuras con materiales no-absorbentes o incorporar una barrera para prevenir la humedad.



prevenir o remover la formación de sólidos en la superficie del metal.

Corrosión por Picadura o “Pitting” Es altamente localizada, se produce en zonas de baja corrosión generalizada y el proceso (reacción) anódico produce unas pequeñas “picaduras” en el cuerpo que afectan. Puede observarse generalmente en superficies con poca o casi nula corrosión generalizada. Ocurre como un proceso de disolución anódica local donde la pérdida de metal es acelerada por la presencia de un ánodo pequeño y un cátodo mucho mayor. Esta clase de corrosión posee algunas otras formas derivadas: 

Corrosión por Fricción o Fretting: es la que se produce por el movimiento relativamente pequeño (como una vibración) de 2 sustancias en contacto, de las que una o ambas son metales. Este movimiento genera una serie de picaduras en la superficie del metal, las que son ocultadas por los productos de la corrosión y sólo son visibles cuando ésta es removida.



Corrosión por Cavitación: es la producida por la formación y colapso de burbujas en la superficie del metal (en contacto con un líquido). Es un fenómeno semejante al que le ocurre a las caras posteriores de las hélices de los barcos. Genera una serie de picaduras en forma de panal.



Corrosión Selectiva: es semejante a la llamada Corrosión por Descincado, en donde piezas de cinc se corroen y dejan una capa similar a la aleación primitiva. En este caso, es selectiva porque actúa sólo sobre metales nobles como al Plata-Cobre o Cobre-Oro. Quizá la parte más nociva de

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esta clase de ataques está en que la corrosión del metal involucrado genera una capa que recubre las picaduras y hace parecer al metal corroído como si no lo estuviera, por lo que es muy fácil que se produzcan daños en el metal al someterlo a una fuerza mecánica. Corrosión Microbiológica (MIC) Es aquella corrosión en la cual organismos biológicos son la causa única de la falla o actúan como aceleradores del proceso corrosivo localizado. La MIC se produce generalmente en medios acuosos en donde los metales están sumergidos o flotantes. Por lo mismo, es una clase común de corrosión. Los organismos biológicos presentes en el agua actúan en la superficie del metal, acelerando el transporte del oxígeno a la superficie del metal, acelerando o produciendo, en su defecto, el proceso de la corrosión La Corrosión en la Industria y sus Procesos. Como se mencionó en un principio, la mayor problemática de la corrosión es la destrucción del metal al que afecta. Ahora intentaremos ver un enfoque desde la industria, el sector más afectado por la corrosión, a cerca de los ataques que este proceso causa. Podemos hablar desde fracturas, hasta fugas en tanques, disminución de la resistencia mecánica de las piezas y muchas otras maneras de efectos por los ataques. Aun así, lo peor de todo es que si no son prevenidas estas clases de ataques por corrosión, la seguridad de las personas es algo que se ve permanentemente afectado. Existen dos clases de pérdidas desde el punto de vista económico. 

DIRECTAS: las pérdidas directas son las que afectan de manera inmediata cuando se produce el ataque. Estas se pueden clasificar en varios tipos también, de las cuales las más importantes son el Coste de las

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Reparaciones, las Sustituciones de los Equipos Deteriorados y Costes por Medidas Preventivas. 

INDIRECTAS: se consideran todas las derivadas de los fallos debidos a los ataques de corrosión. Las principales son la Detención de la Producción debida a las Fallas y las Responsabilidades por Posibles Accidentes.

En general, los costes producidos por la corrosión oscilan cerca del 4% del P.I.B. de los países industrializados. Muchos de estos gastos podrían evitarse con un mayor y mejor uso de los conocimientos y técnicas que hoy en día están disponibles. En 1971, se presentó el informe Hoar. Este informe mostraba de qué manera podrían reducirse los gastos de cada país si se utilizaran los conocimientos disponibles de una mejor manera. Un resumen de ese informe es el siguiente:

Industria o sector

Coste estimado (millones de libras)

Ahorro potencial estimado (millones de libras)

Construcción

250 ($190.000.000.000)

50 ($38.000.000.000)

Alimentación

40 ($30.400.000.000)

4 ($3.040.000.000)

Ingeniería en general

110 ($83600000000)

35 ($26.600.000.000)

55 ($41.800.000.000)

20 ($15.200.000.000)

280 ($212.800.000.000)

55 ($41.800.000.000)

15 ($11.400.000.000)

2 ($1.520.000.000)

Agencias y gubernamentales

dptos.

Marina

Refino del semielaborados

metal

y

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Petróleo y productos químicos

180 ($136.800.000.000)

15 ($11.400.000.000)

Energía

60 ($45.600.000.000)

25 ($19.000.000.000)

Transporte

350 ($266.000.000.000)

100 ($76.000.000.000)

Agua

25 ($19.000.000.000)

4 ($3.040.000.000)

TOTAL

1365 ($1.037.400.000.000)

310 ($235.600.000.000)

Como puede extraerse del informe Hoar, los sectores de transporte, marina y construcciones son los de mayores costes, debido al fuerte impacto de la intemperie y el agua de mar sobre la corrosión en los metales. Los costes del sector ingeniería no son tan altos pero es de destacar el ahorro potencial que, en proporción, es considerable.

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CONCLUSION Después de haber analizado y comprendido los temas anteriormente investigados descubrí personalmente que la termoquímica se utiliza día a día en nuestras vidas por eso es muy importante, la relevancia de estos procesos relacionados con el calor en nuestro entorno y como estos afectan el medio en que vivimos y de allí presentar alternativas de mejoramiento del estudio y aprendizaje de la química en general. Fue de mucho interés aprender que las celdas electroquímicas son dispositivos que producen electricidad por medio de una reacción química, estas celdas las podemos clasificar de acuerdo a las que producen energía eléctrica (celdas galvánicas) y las que consumen energía (celdas electroquímicas). Podemos ver en forma diaria la utilización de las celdas en al ver pilas de distintos tipos, las que empleamos para diferentes fines; como escuchar música en tu bocina portátil o encender una linterna, o las pilas de combustible en los automóviles. Si analizamos esta investigación pudimos notar que todos los procesos anteriores tiene en común que aplican las reacciones de óxidoreducción, que se han traducido en diversos adelantos en áreas como la construcción e industrias, así como también en la medicina, lo que ha permitido afrontar nuevas enfermedades con el uso de la corriente eléctrica a partir de energía química. Así mismo aprendimos que la electroquímica interviene en un enorme grupo de procesos que han acompañado el desarrollo de las sociedades modernas en los últimos siglos. Muchos de esos procesos actualmente se presentan en dispositivos tan comunes en nuestras vidas que seguramente ignoramos

que

en

su

funcionamiento

participan

activamente

procesos

electroquímicos. Nuestra vida actual sería sin duda muy diferente sin estos sistemas. No solo en el medio ambiente o la industria podremos encontrar ejemplos de sistemas electroquímicos, estos están presentes en campos tan disímiles que van desde la medicina, las naves espaciales, los submarinos hasta los teléfonos celulares.

CONCLUSION: Edwin Jairo Eslí Ochoa Martínez

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CONCLUSION

CONCLUSION: Andrés Alvarado Zamudio

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CONCLUSION Al haber realizado la anterior investigación de la cual se habló sobre la termoquímica y la electroquímica puedo concluir que estas dos son de suma importancia para la vida diaria, en donde la Termoquímica trata del estudio de medida o cálculo de los calores absorbidos o desprendidos en las reacciones químicas y, por esta razón, estas cuestiones son de gran importancia práctica, este es un tema que resulta de gran complejidad para los estudiantes de las carreras de ciencias, y también es imprescindible para el estudio de los enlaces químicos y suministra el material necesario para el estudio termodinámico de los equilibrios químicos. Y la electroquímica estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, 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.

CONCLUSION: Daniel Celestino Lara Rojas

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CONCLUSION

CONCLUSION: Juan Diego Molina Ramón

31

CONCLUSION

CONCLUSION: Francisco Javier Alceda Valerio

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BIBLIOGRAFIA AprendeEnLinea. (2010). ElectroQuimica. 18 de Noviembre de 2015, de AprendeEnLinea Sitio web: http://aprendeenlinea.udea.edu.co/lms/ocw/course/info.php?id=4 Fresno. (2006). TermoQuimica. 18 de Noviembre de 2015, de www.Fresno.pntic.es Sitio web: http://fresno.pntic.mec.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosHTML/Teo_1_princ.htm Monografías. (2003). Corrosión. 18 de Noviembre de 2015, de www.Monografias.com Sitio web: http://www.monografias.com/trabajos3/corrosion/corrosion.shtml RinconDelVago. (2011). Celdas Galvánicas. 18 de Noviembre de 2015, de www.RinconDelVago.com Sitio web: http://html.rincondelvago.com/celdasgalvanicas_1.html Wikipedia. (2013). Celdas Electroquímicas. 18 de Noviembre de 2015, de www.Wikipedia.com Sitio web: https://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electroqu%C3%ADmica