EQUIPO: 5
ELECTROMECANICA
ROBERTO CAMARGO PEREZ
HELIODORO ROSAS MELGOZA
ANIVAR
IVAN UREÑA MORALES
LUIS ENRIQUE HERNANDEZ CHEWEZ
VIRGINIA
IVETT VAZQUEZ DIAZ
JOB GUEVARA
RODRIGUEZ
4.7CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON REACCIONES QUÍMICAS
Los cálculos
estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre
las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están
indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los
coeficientes. Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera
rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias
químicas en la industria. Los cálculos estequiométricos requieren una unidad
química que relacione las masas de los reactantes con las masas de los
productos. Esta unidad química es el mol Tipos de reacciones químicas.
• Reacciones de síntesis
también llamadas de composición. Son aquellas en las que dos o más sustancias
se unen para formar una nueva.
CaO + H2O à Ca(OH)2
N2 + 3 H2 à 2 NH3
• Reacciones de
descomposición también llamadas de análisis. Son aquellas en las que una
sustancia se descompone en otras de estructura más simple.
CaCO3 à CaO + CO2
• Reacciones de sustitución
también llamadas de desplazamiento. Son aquellas en las que un elemento que
forma parte de un compuesto es desplazado y sustituido por otro
Zn + H2SO4 à ZnSO4 + H2
2 HCl + Fe à FeCl2 + H2
• Reacciones de doble
sustitución también llamadas de doble desplazamiento. Son aquellas en las que
los compuestos intercambian entre sí algún elemento químico, transformándose en
otros dos compuestos distintos.
AgNO3 + HCl à AgCl + HNO3
• Reacciones de oxidación.
Son aquellas en las que se combina una sustancia con el oxígeno. Actualmente se
denominan reacciones redox y no es necesario que siempre intervenga el oxígeno.
En las reacciones de oxidación existe una variación en el número de oxidación
de un par de elementos (uno aumenta su número de oxidación y otro lo disminuye)
4 Fe + 3 O2 à 2 Fe2O3 2 Fe + 3 Cl2 à 2 FeCl2 Fe + S à FeS
• Reacciones de combustión.
Son aquellas en las que se combina el oxígeno y un material oxidable, viene
acompañada de desprendimiento de energía y habitualmente se manifiesta por
incandescencia o llama. Por tanto, es un tipo de reacción de oxidación en la
que suele intervenir un compuesto de carbono.
C + O2 à CO2 CH4 + 2 O2 à CO2 + 2 H2O
2 C2H2 + 5 O2 à 4 CO2 + 2
H2O
4.7.1 REACCIÓN ÓXIDO REDUCCIÓN EN ELECTROQUÍMICA
Las reacciones de
reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. Esta
transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante
y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). En
dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte
en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no
espontánea. Prácticamente todos los procesos que proporcionan energía para
calentar cosas, dar potencia a los vehículos y permiten que las personas
trabajen y jueguen dependen de reacciones de óxido-reducción. Cada vez que se
enciende un automóvil o una calculadora, se mira un reloj digital o se escucha
radio en la playa, se depende de una reacción de óxido-reducción que da
potencia a las baterías que usan estos dispositivos.
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con cloro.
2Na(s) + Cl2(g) ® 2NaCl(s)
Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los átomos de sodio a los de cloro.
Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o “reacciones redox”. La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones). Ejemplo
En la siguiente reacción identifique el elemento que se oxida y el que se reduce 2Mg(s) + O2(g) ® 2MgO(s)
Solución: Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6 forman aniones 2-, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y
REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con cloro.
2Na(s) + Cl2(g) ® 2NaCl(s)
Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los átomos de sodio a los de cloro.
Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o “reacciones redox”. La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones). Ejemplo
En la siguiente reacción identifique el elemento que se oxida y el que se reduce 2Mg(s) + O2(g) ® 2MgO(s)
Solución: Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2+ y los no metales del grupo 6 forman aniones 2-, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2- Esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2- y
4.7.1FEM Y CELDAS
ELECTROQUÍMICAS
Las celdas electroquímicas fueron
desarrolladas a finales del siglo XVIII por los científicos
Luigi Galvani y Alesandro Volta por lo que también se las denomina celda
galvánica o voltaica en su honor.
Una celda electroquímica es
un dispositivo experimental por el cual se puede generar electricidad mediante
una reacción química (celda Galvánica). O por el contrario, se produce una
reacción química al suministrar una energía eléctrica al sistema (celda
Electrolítica). Estos procesos electroquímicos son conocidos como “reacciones
electroquímicas” o “reacción redox” donde se produce una transferencia de
electrones de una sustancia a otra, son reacciones de oxidación-reducción. La
celda electroquímica consta de dos electrodos, sumergidos en sendas
disoluciones apropiadas, unidos por un puente salino y conectado por un
voltímetro que permite el paso de los electrones. Sus componentes
característicos son:
1.- Ánodo: Es el electrodo
sobre el que se produce la oxidación. El agente reductor pierde electrones y
por tanto se oxida.
M ———> M+ + 1e-
Por convenio se define como el polo negativo.
M ———> M+ + 1e-
Por convenio se define como el polo negativo.
2. Cátodo: Es el electrodo
sobre el que se produce la reducción. El agente oxidante gana electrones y por
tanto se reduce.
M+ + 1e- ———> M
Por convenio se define como el polo positivo.
3. Puente Salino: Es un Tubo de vidrio relleno de un electrolito que impide la migración rápida de las sustancias de una celda a otra, permitiendo no obstante el contacto eléctrico entre ambas. El electrolito suele ser una disolución saturada de KCl retenida mediante un gel.
4. Voltímetro: Permite el paso de los electrones cerrando el circuito. Mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo siendo la lectura el valor del voltaje de la celda.
M+ + 1e- ———> M
Por convenio se define como el polo positivo.
3. Puente Salino: Es un Tubo de vidrio relleno de un electrolito que impide la migración rápida de las sustancias de una celda a otra, permitiendo no obstante el contacto eléctrico entre ambas. El electrolito suele ser una disolución saturada de KCl retenida mediante un gel.
4. Voltímetro: Permite el paso de los electrones cerrando el circuito. Mide la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo siendo la lectura el valor del voltaje de la celda.
TIPOS de CELDAS
ELECTROQUIMICAS:
1. Celda Galvánica. Permite obtener energía eléctrica a partir de un proceso
químico. La reacción química se produce de modo espontáneo. Son las llamadas
pilas voltaicas o baterías.
2. Celda electrolítica. La reacción no se da de forma espontánea. No se obtiene energía eléctrica. La aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.
CIRCULACIÓN DE LA CORRIENTE:
La electricidad se transporta en una celda a través de 3 mecanismos:
a. Conducción por los electrones en el electrodo.
b. Conducción iónica. Los cationes (cargas positivas) y aniones (cargas negativas) transportan electricidad por el interior de la celda.
c. Acoplamiento de la conducción iónica en la disolución con la conducción de los electrones en los electrodos. Son las reacciones de oxidación-reducción que se producen.
2. Celda electrolítica. La reacción no se da de forma espontánea. No se obtiene energía eléctrica. La aplicación de una fuente de energía externa produce una reacción química.
CIRCULACIÓN DE LA CORRIENTE:
La electricidad se transporta en una celda a través de 3 mecanismos:
a. Conducción por los electrones en el electrodo.
b. Conducción iónica. Los cationes (cargas positivas) y aniones (cargas negativas) transportan electricidad por el interior de la celda.
c. Acoplamiento de la conducción iónica en la disolución con la conducción de los electrones en los electrodos. Son las reacciones de oxidación-reducción que se producen.
POTENCIAL DE LA CELDA.
La corriente de electrones fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia
de energía potencial entre los dos electrodos. El potencial de la celda o fuerza
electromotriz (fem) que aparece reflejado en el voltímetro se obtiene de: Epila = Ecátodo- Eánodo
El potencial relativo de un
electrodo vendrá dado por: ERelativo
= Electrodo- EReferencia
FEM (Fuerza Electromotríz)
Se denomina fuerza
electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o
dispositivo que suministre corriente eléctrica. Para ello se necesita la
existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos
o polos (uno negativo y el otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear
o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado.
- Circuito
eléctrico abierto (sin carga o resistencia). Por tanto, no se establece la
circulación de la corriente eléctrica desde la fuente de FEM (la batería
en este caso).
- Circuito
eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada, a través de la
cual se establece la circulación de un flujo de corriente eléctrica desde
el polo negativo hacia el polo positivo de la fuente de FEM o batería.
Criterios de Espontaneidad La
termoquímica dice que una reacción será espontánea cuando la variación de
energía libre que la acompaña sea negativa, es decir cuando haya una
disminución de la función de estado G
Si
G < 0 Por otra parte la energía eléctrica producida por
un generador de fem E cuando hace circular una carga eléctrica Q por todo el
circuito nos la da la ecuación del trabajo eléctrico: W = QE La carga Q es la
transportada por los electrones que van de un electrodo a otro, y su valor es
donde
es el
número de moles de electrones y F es la constante de Faraday, que
equivale a la carga, en culombios, transportada por cada mol de electrones, es
decir, (carga del electrón) x (Número de Avogadro) = 96500 culombios). Una
reacción será espontánea si la pila formada por sus dos semireacciones tiene
una fem positiva.
Si
“A medida que la Fem es más
positiva
mayor espontaneidad del proceso”
Unidades de la Fem: Voltios ¿Cómo se mide?
Con un circuito potenciométrico
Evita la polarización de cargas, la cual ocasionaría un potencial adicional,
que se desea evitar.
Con un circuito potenciométrico
Ley de Nernst Se refiere a que teniendo dos solventes
inmiscibles, como agua y benceno, una sustancia, como acido benzoico, se
distribuye siempre en forma constante en estos dos solventes.
De tal manera que si tuvieramos acido benzoico en agua y lo quisieramos extraer con benceno, siempre extraeriamos la misma fraccion del acido benzoico. Ecuación de Nerst: dependencia de la fem con la actividad de los reactivos.
Se tiene la reacción final.
De tal manera que si tuvieramos acido benzoico en agua y lo quisieramos extraer con benceno, siempre extraeriamos la misma fraccion del acido benzoico. Ecuación de Nerst: dependencia de la fem con la actividad de los reactivos.
Se tiene la reacción final.
4.7.3CALCULO FEM Y POTENCIALES DE OXIDO REDUCCIÓN
4.7.4 ELECTRO DEPOSITO
CALCULO DE ELECTRODEPOSITO
Electro deposito (calculo de
electro deposito). La galvanoplastia es un proceso mediante el cual se
recubre un objeto con un metal, gracias al paso de una corriente eléctrica por
una celda electroquímica. Es un depósito de una capa metálica sobre un material
no metálico. La galnostegia es un depósito de una capa metálica sobre un
metal
Los objetivos de este depósito es el de protección y decoración.
Un electro depósito se puede obtener bajo las siguientes características:
Los objetivos de este depósito es el de protección y decoración.
Un electro depósito se puede obtener bajo las siguientes características:
1.- uniformidad de depósito
2.- brillo
3.- dureza
4.- rugosidad
5.- adherencia
6.-no adherencia
7.- quemado
Para un buen depósito electrolítico es importante la
limpieza. Las sustancias a eliminar son:
1.- óxidos y productos de corrosión
2.- sustancias orgánicas (grasas y aceites9.
3.- astillas metálicas
1.- óxidos y productos de corrosión
2.- sustancias orgánicas (grasas y aceites9.
3.- astillas metálicas
EJEMPLO:
Electro deposito de aleaciones amorfas. La presente invención se refiere a un proceso de electro depósito para depositar un recubrimiento metálico amorfo que contiene boro en un cátodo que comprende las etapas de: preparar un baño de electro depósito, consistiendo el baño esencialmente de: una fuente de boro seleccionada del grupo que consiste de ácido boro fosfórico, dimetilaminaborano y dietilaminaborano, una sal de amonio de un ácido, seleccionada del grupo que consiste de un ácido hidroxicarboxílico y un ácido amino, y una fuente de especies metálicas que se codepositarán con el boro, teniendo el baño un pH desde aproximadamente 7 hasta aproximadamente 10; y electro depositar una capa metálica amorfa del baño en el cátodo, llevándose a cabo dicha etapa de electro deposito a una tensión mayor que la sobretensión del hidrógeno del baño y una densidad de corriente mayor de aproximadamente 20 miliamperios por centímetro cuadrado
Electro deposito de aleaciones amorfas. La presente invención se refiere a un proceso de electro depósito para depositar un recubrimiento metálico amorfo que contiene boro en un cátodo que comprende las etapas de: preparar un baño de electro depósito, consistiendo el baño esencialmente de: una fuente de boro seleccionada del grupo que consiste de ácido boro fosfórico, dimetilaminaborano y dietilaminaborano, una sal de amonio de un ácido, seleccionada del grupo que consiste de un ácido hidroxicarboxílico y un ácido amino, y una fuente de especies metálicas que se codepositarán con el boro, teniendo el baño un pH desde aproximadamente 7 hasta aproximadamente 10; y electro depositar una capa metálica amorfa del baño en el cátodo, llevándose a cabo dicha etapa de electro deposito a una tensión mayor que la sobretensión del hidrógeno del baño y una densidad de corriente mayor de aproximadamente 20 miliamperios por centímetro cuadrado
4.7.5 APLICACIONES DE
ELECTROQUÍMICA EN ELECTRÓNICA.
Los procesos electroquímicos
se conocen desde hace varios años, pero la producción de productos químicos es
bastante reciente. La electroquímica a desarrollando nuevas técnicas para
colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y
resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros que conducen la
electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros. Mediante una
acertada combinación de la electroquímica, la electrónica, los modelos
matemáticos, fueron capaces de demostrar que el potencial de acción estaba producido
por cambios selectivos. Las fuentes disponibles son las siguientes: 1) máquinas
electrostáticas, que se basan en el principio de inducir cargas eléctricas por
medios mecánicos; 2) máquinas electromagnéticas, en las que se genera corriente
desplazando mecánicamente un conductor a través de un campo o campos
magnéticos; 3) células voltaicas, que producen una fuerza electromotriz a
través de una acción electroquímica; 4) dispositivos que producen una fuerza
electromotriz a través de la acción del calor; 5) dispositivos que generan una
fuerza electromotriz por la acción de la luz; 6) dispositivos que producen una
fuerza electromotriz a partir de una presión física, como los cristales
piezoeléctricos.
4.3.6. NANO QUÍMICA PROPIEDADES
FISICOQUÍMICOS NO CONVENCIONALES DE POLÍMEROS CATENANOS Y ROTAXANO
Un
campo de investigación reciente y muy interesante es el de las máquinas
moleculares. Inspirándose en la mecánica biológica, muchos han buscado formar
sistemas moleculares en movimiento para generar trabajo que promete tener
muchas aplicaciones. De interés especial para estos propósitos son un tipo de
moléculas llamadas Catenanos y Rotaxanos. Los Catenanos son estructuras
formadas por la interconexión de dos o más macro ciclos para formar una especie
de cadena, con cada macro ciclo tomando el papel de un eslabón. Los Rotaxanos
son estructuras con una molécula en forma de mancuerna rodeada en el centro por
un macro ciclo.
Los primeros Catenanos y Rotaxanos fueron sintetizados en la década de 1960, pero no fue sino hasta hace unos años que se empezaron a considerar estas estructuras como posibles fuentes de una aplicación importante. Al principio, la síntesis de este tipo de estructuras era muy difícil ya que se utilizaban únicamente fuerzas intermoleculares e interacciones ácido-base para dirigir la reacción. Sin embargo, en la actualidad ya no existen ese tipo de impedimentos ya que se han diseñado métodos de síntesis que incorporan metales de transición para dirigir la reacción. Uno de los metales más empleados para esto es el cobre en estado de oxidación (I). Las estrategias más comunes consisten en formar un complejo con fragmentos coordinantes a cíclicos para luego cerrar los fragmentos mediante una reacción de sustitución u otro tipo de reacción. El centro metálico puede ser removido posteriormente formando una sal insoluble con otro ligante para obtener el Catenanos libre.
La idea de producir motores
moleculares con este tipo de estructuras proviene
del estudio del mecanismo de la contracción muscular. En las células musculares
existen arreglos en forma de fibras, con un filamento de miosina rodeado de
filamentos de actina. El movimiento ocurre por deslizamiento de los filamentos
impulsado por la hidrólisis del ATP. Haciendo una analogía con esta función
biológica, se han preparado estructuras moleculares que presenten este tipo de
movimiento. Uno de los sistemas más prometedores son los poli
pirroles que permiten doblar un polímero sólido en
una dirección u otra dependiendo de la corriente eléctrica aplicada. Los Rotaxanos
se basan en el mecanismo de los sarcómeros del músculo, y el ciclo central no
permite que la cadena en forma de mancuerna se deslice completamente fuera del
sistema. Sin embargo un método químico interesante consiste en el intercambio
de centros metálicos en un Catenanos. Para esto es importante que los ciclos
tengan varios átomos donadores. Es posible intercambiar un ion metálico con un
número de coordinación por otro con mayor número de coordinación (por ejemplo Cu
(I) y Zn (II)). Esto produce un movimiento de estiramiento y contracción.
También se están desarrollando aplicaciones en las que funcionen como sistemas de almacenamiento de información para producir computadoras moleculares. De igual forma pueden ocuparse como sensores moleculares. Este tipo de aplicaciones se han trabajado ampliamente en los últimos años y se ha hecho un gran avance, pero aún es muy temprano para asegurar su efectividad y si serán capaces de cumplir las expectativas que han generado.
Los primeros Catenanos y Rotaxanos fueron sintetizados en la década de 1960, pero no fue sino hasta hace unos años que se empezaron a considerar estas estructuras como posibles fuentes de una aplicación importante. Al principio, la síntesis de este tipo de estructuras era muy difícil ya que se utilizaban únicamente fuerzas intermoleculares e interacciones ácido-base para dirigir la reacción. Sin embargo, en la actualidad ya no existen ese tipo de impedimentos ya que se han diseñado métodos de síntesis que incorporan metales de transición para dirigir la reacción. Uno de los metales más empleados para esto es el cobre en estado de oxidación (I). Las estrategias más comunes consisten en formar un complejo con fragmentos coordinantes a cíclicos para luego cerrar los fragmentos mediante una reacción de sustitución u otro tipo de reacción. El centro metálico puede ser removido posteriormente formando una sal insoluble con otro ligante para obtener el Catenanos libre.
La idea de producir motores
También se están desarrollando aplicaciones en las que funcionen como sistemas de almacenamiento de información para producir computadoras moleculares. De igual forma pueden ocuparse como sensores moleculares. Este tipo de aplicaciones se han trabajado ampliamente en los últimos años y se ha hecho un gran avance, pero aún es muy temprano para asegurar su efectividad y si serán capaces de cumplir las expectativas que han generado.
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