Buenas tardes, vamos a iniciar esta sesión de Fundamentos Químicos de la
Ingeniería para Ingenieros. En concreto vamos a desarrollar el tema de
electroquímica. Primero de todo es recordar los conceptos de oxidación y
reducción. Una especie química se oxida cuando pierde electrones, cuando
gana oxígeno. Una especie química se reduce cuando gana electrones,
cuando gana electrones. Disminuye su proporción de oxígeno en todo caso.
Diremos que una sustancia es oxidante, una sustancia es oxidante porque
oxida a otra sustancia y ella se reduce, ella gana electrones. Diremos que
una sustancia química es reductora porque reduce a otra especie química,
pero ella se oxida. Pierde electrones. Por tanto, hablemos de que una
especie química se reduce, en ese proceso de reducción gana electrones y
es un oxidante. Una especie química se oxida, en ese proceso pierde
electrones y es reductora, reduce a otra especie química. Bien. Aquí
tenemos ejemplos, ¿no? Donde el zinc... El zinc es atacado por el nitrato
de plomo para precipitar plomo metal y disolviéndose el zinc en nitrato de
zinc. ¿Qué está pasando? Pues que el zinc, metal, ¿no? Pierde
electrones, ¿no? Y al perder electrones se está oxidando. Mientras que el
ión plomo, en disolución, lo que hace es ganar electrones y por lo tanto
se reduce. Siempre que tengamos una especie química que gana electrones es
porque tenemos otra que pierde electrones. No podemos tener una especie
química suelta que gana o que pierde electrones. Los electrones no andan
sueltos. El concepto redox, oxidante-reductor, va asociado. Una reacción
redox es porque hay una especie química que es oxidante que se reduce y
otra especie química que es reductora que se oxida. ¿De acuerdo? Igual
tenemos a la derecha esta reacción de disolución del cobre con nitrato de
plata. El cobre es atacado por el nitrato de plata disolviéndose, pasando
a ión cobre 2. Por lo tanto, se oxida. Se oxida. Mientras que el nitrato
de plata gana electrones, gana electrones y se reduce. Se reduce. El
oxidante es el ión plata. El reductor. Es el cobre metal. ¿De acuerdo?
Bueno. Bueno, insistimos pues que en toda reacción redox es porque hay una
especie química que es oxidante que se reduce y otra especie química que
es reductora y que se oxida. Fijaos, el zinc aquí en esta reacción es
atacado con el clorhídrico. El zinc pasa a la disolución como ión zinc
2+. ¿Vale? Entonces, el zinc se ha oxidado. Se oxida el zinc. ¿No?
Cediendo 2 electrones y pasando a ión zinc 2+. Mientras que los protones
del clorhídrico, los protones del clorhídrico, ¿no? Ganan electrones,
¿no? Se reducen para liberar hidrógeno molecular. Bien. Es importante
para estudiar una reacción redox determinar el número de oxidación. Es
decir, la carga que tiene un átomo, ¿no? Si todos los electrones se
comparten, se asignan al átomo. ¿Cómo es el electronegativo? Si
realmente es un enlace iónico, ese número de oxidación coincide con la
carga del ión. ¿Vale? Bueno, hablamos de par redox, pues a la especie que
tenemos oxidante y la especie reducida. ¿No? Porque el oxidante se reduce.
El zinc 2+, pasa a zinc. El cloro a cloruro. El H+, a hidrógeno molecular.
¿Qué reglas tenemos para determinar el estado de oxidación? Bueno, pues
podemos decir que el número de oxidación de todos los elementos sin
combinar es cero. ¿Eh? El número de oxidación de todos los elementos sin
combinar es cero. Es importante que lo tengamos presente. Cuando tenemos
iones monoatómicos, los iones monoatómicos tienen un estado de oxidación
igual a su carga. Es decir, el ión sodio, ¿no? Tiene un estado de
oxidación igual a su carga. Tiene un estado de oxidación más uno. El
ión aluminio, un estado de oxidación más tres. ¿No? El ión aluminio
tiene un estado de oxidación más tres. Igual a su carga. ¿De acuerdo?
Bueno, después hay que saber que el hidrógeno cuando está combinado
siempre tiene un estado de oxidación más uno. En todos sus compuestos,
excepto en los hidrógenos metálicos, que es menos uno. Y el hidrógeno
molecular, que es cero. El oxígeno también, cuando está combinado en
todos los compuestos, es menos dos, excepto en los peróxidos. Ejemplos. El
peróxido de hidrógeno, el peróxido de los metales, que tiene un estado
de oxidación menos uno. Excepto, a su vez, también cuando es el oxígeno
molecular, que está sin combinar, que tiene un estado de oxidación cero.
Los metales, bueno, los metales tienen siempre un estado de oxidación
igual a la valencia con la que actúan. Son iones metálicos. Metales
alcalinos, metales alcalinotérreos. ¿Vale? Los halógenos, bueno, los
halógenos, ¿no? ¿No? En los haluros, el número de estado de oxidación
es menos uno. ¿Eh? En los haluros, ¿eh? Menos uno. En los haluros. Ahora,
en los otros compuestos, pues dependerá. Pueden ser tres, cinco, siete,
excepto el flúor, que siempre se queda con el menos uno. Y todos los
halógenos, en su estado molecular, sin combinar, siempre tienen estado de
oxidación cero. ¿Y cómo se determina el estado de oxidación del resto
de los elementos? Pues aprendiendo a la regla básica, que la suma de los
estados de oxidación es cero. El estado de oxidación de una molécula
neutra ha de ser cero. Así, por ejemplo, tenéis aquí el sulfúrico.
Menos dos por cuatro, menos ocho. El hidrógeno más uno por dos, más dos.
Para que la suma de cero, para que la suma de cero, el azufre tiene que
tener más seis. ¿Eh? El azufre tiene que tener más seis. Bueno, aquí
tenéis, por ejemplo, el número de oxidación, ¿no? Del carbono en
distintos compuestos. ¿Vale? El número de oxidación del carbono. El
carbono en distintos compuestos. Una cosa es el número de oxidación,
cuidado, y otra cosa es la valencia. Aquí veis cuatro, cinco compuestos de
carbono, donde está actuando en todo momento con valencia cuatro. ¿Por
qué? Porque forma cuatro enlaces. Cuatro enlaces covalentes con el
hidrógeno, con el cloro. Y es tetravalente. El carbono esencialmente es
tetravalente. Es una molécula tetravalente. ¿No? En todos los compuestos.
¿Pero qué ocurre? Pues ocurre que el estado de oxidación del carbono en
estos cinco compuestos es diferente. ¿Y cómo lo determinamos? Pues
sabiendo que el halógeno, el cloro, cuando está combinado, ¿no? Tiene,
está actuando como un aluro. Tiene estado de oxidación menos uno. El
hidrógeno, que está combinado con un no metal, tiene estado de oxidación
más uno. Para que la suma de los estados de oxidación dé cero, el
carbono en cada caso tiene un estado de oxidación distinto. Donde el
compuesto de la derecha, que es el tetravalente. El cloruro de carbono,
tiene un estado de oxidación más cuatro, y el de la izquierda llega a ser
de menos cuatro. Fijaos la graduación del estado de oxidación del carbono
en estos cinco compuestos. Que pasa de más cuatro, más dos, cero, menos
dos y menos cuatro. En los cinco compuestos, la valencia del carbono es
cuatro, pero el número de oxidación ha pasado del más cuatro al menos
cuatro. ¿Mmm? Fijémonos en esta reacción. Redox, que tenemos aquí a
continuación. Aunque ya tenemos aquí muchos datos, ¿no? Vamos a ver. Lo
primero que tenemos que hacer cuando tenemos que igualar una reacción
redox, ¿no? Es determinar el estado de oxidación de todas las especies
químicas, ¿no? Para determinar cuáles son las que cambian de estado de
oxidación. Aunque aquí ya de entrada me está indicando que el cromo a la
izquierda es más seis y el hierro más dos. De la derecha, más tres. Más
tres. ¿Vale? Vamos a determinar esos estados de oxidación. Veis a la
izquierda el dicromato de potasio. K2, Cl2O7. El oxígeno es menos dos. El
potasio es más uno. Arriba, para que dé cero, es más doce. Y más doce
entre dos, más seis. Comprobamos que efectivamente el cromo actúa con
más seis. El FSO4, nos damos cuenta que, bueno, este es un sulfato. Los
sulfatos... El azufre siempre es con más seis. Y el oxígeno, menos dos.
Por cuatro, menos ocho. Por lo tanto, el hierro es más dos aquí. Es más
dos. Y si vamos siguiendo a la derecha, bueno, el sulfúrico ya lo hemos
visto antes, que es más seis. Y fijaos que siempre el sulfúrico, o cuando
queremos determinar el estado de oxidación del no metal, en una molécula
o en una sal, podemos recurrir al ácido y ver cuál es el estado de
oxidación del no metal. Y nos percatamos, nos percatamos... Que el estado
de oxidación del no metal, ¿no?, va a coincidir en el ácido que en sus
respectivas sales. Entonces, cuando veamos un sulfato de hierro dos o de
hierro tres, ya sabemos de antemano que el azufre es más seis. Me da igual
con qué metal esté combinado. ¿De acuerdo? Un FSO4, siempre el azufre
con más seis. ¿Vale? A la derecha tenemos el sulfato de cromo tres, ¿no?
Donde el cromo está actuando con más tres, ¿no? Y más tres por dos,
¿no? ¿Por qué más tres? Bueno, pues, aunque ahí nos lo ponga, ¿no?
Tenemos oxígeno menos dos por cuatro por tres, ¿no? Veinticuatro. ¿Eh?
Veinticuatro. El cromo es más tres porque tiene un tres en el FSO4, ¿no?
Y a partir de ahí deducimos todos los estados de oxidación. Igual que el
sulfato de hierro tres, que vemos aquí, ¿no? Fijaos que la valencia, ese
tres que tiene el FSO4 es la valencia o estado de oxidación del hierro.
Por lo tanto, más tres. ¿De acuerdo? Bien. Una vez identificado las
especies químicas que cambian de estado de oxidación, como son el cromo y
el hierro, hay que disociar, hay que disociar los ácidos, las sales, las
bases, de las especies químicas que cambian de estado de oxidación. En
concreto, las cuatro que os pongo aquí, que os subrayo, que son las cuatro
especies químicas que contienen iones, ¿no? Que cambian de estado de
oxidación. ¿Vale? El dicromato, el sulfato de hierro dos, el sulfato de
cromo tres, el sulfato de hierro cuatro, el sulfato de hierro cinco, el
sulfato de hierro cinco, el sulfato de hierro tres. ¿De acuerdo? Bueno,
pues hay que disociarlos, ¿no? Aquí tenéis disociado el sulfato,
perdón, el dicromato de potasio. Fijaos que el potasio es más uno, hay
que ponerle un dos delante. Y este de R2O7, dos menos. El sulfato de hierro
dos, ¿no? Va a dar Fe2 más y SO4 dos menos. ¿Sí? El sulfato de cromo
tres, ¿no? Que será tres, dos. De CR3 más, más tres de SO4 dos menos.
¿No? Y así sucesivamente con el sulfato, ¿no? De hierro tres, que
también será dos de hierro tres más, más tres de SO4. Daos cuenta que
estos subíndices dos y tres que veis aquí, nunca se dejan abajo de
subíndices en el ión y en el anión, sino que se ponen delante para
igualar en materia. Es importante. Y la carga del ión metálico es la
valencia agrara que actúa. ¿De acuerdo? Bien. Pues entonces ya cogemos
las especies iónicas. ¿Y cuáles son esas especies iónicas? El
dicromato, que pasa a cromo tres. Ese dos que tenemos ahí, lo tenemos que
poner porque a la izquierda tenemos dos cromos y a la derecha solo uno. Y
por lo tanto, tiene que haber dos cromos también. Por lo tanto, tiene que
ser con un dos ahí delante. ¿Vale? Bien. Para igualar en materia, tenemos
que añadir siete moléculas de agua a la derecha y por lo tanto, catorce
protones a la izquierda. Catorce protones a la izquierda. Y para que el
número de electrones ganados... Bueno, y entonces, ¿qué transferencia
electrónica tenemos? Pues a la izquierda tenemos catorce positivas y dos
negativas, doce positivas. Y a la derecha, dos por tres más seis. De más
doce a más seis, hay que ganar seis electrones. Y abajo, con el hierro, el
hierro pasa de hierro dos más a hierro tres más. Por lo tanto,
simplemente es la pérdida de un electrón. ¿Vale? Pero, ¿qué ocurre?
Que el número de electrones ganados y perdidos ha de ser el mismo. Por lo
tanto, para que eso suceda, ya que no puede haber ni exceso ni déficit de
electrones, debemos multiplicar la segunda semirreacción por seis. Para
que también se pierdan seis electrones y los pueda ganar el dicromato al
pasar a cromo tres. Multiplicamos la segunda semirreacción por seis, y
sumamos, y sumamos. Y tenemos todos estos números, a los cuales no hay que
simplificar nada, en este caso un singular. Y lo que tenemos que hacer a
continuación es trasladar estos coeficientes a la ecuación molecular. Y
lo vemos en la misma reacción de abajo. Fijaos, da duda que podemos tener,
bueno, delante del hierro, del Fe2, más, tenemos que poner un seis.
¿Vale? Seis hierros. ¿Sí? ¿Qué tenemos que poner delante del
sulfúrico? Pues hay catorce, ¿no? Catorce protones. ¿No es así? Pues
hay que poner siete sulfúricos, porque al poner siete sulfúricos ya
tenemos los catorce protones. ¿De acuerdo? Bien. Y a la derecha, pues ojo,
tenemos que tener dos cromos, pero ya la misma fórmula del Cr2SO43 ya nos
indica que tiene que haber, que ya están los dos cromos. No tenemos que
añadirle otro dos más, porque entonces tendríamos cuatro. No nos va.
Entonces dejamos el Cr2SO43 sin nada más. El hierro ha de tener seis, pero
ya la misma fórmula me indica dos. Luego no multiplicaré por seis,
multiplicaré por tres, para que tres por dos dé seis. Y no ponga doce en
lugar de seis. Por último, aguas, tiene que haber siete, ponemos un siete.
Y la ecuación ha quedado igualada. Bueno, ¿cuáles son aquellos oxidantes
más comunes? Bueno, pues ahí existen iones, ¿no?, que tienen un fuerte
carácter oxidante como es el ión permanganato, el ión dichromato, el
ión cromato, el nitrato, ¿no?, el clorato, vemos aquí, el agua
oxigenada, aunque la oxigena también puede actuar como reductora. Y como
metales que tienen un carácter oxidante, pues tenemos esencialmente la
plata y cobre, si queréis, y los halógenos. Los halógenos también
tienen un fuerte carácter oxidante. El flúor y el cloro esencialmente son
bastante oxidantes. El oxígeno molecular. El azufre menos oxidante.
¿Vale? Y reductores, pues todos los metales. Todos los metales en general
son reductores. ¿Y cuántos más reductores son? Pues los alcalinos,
después los alcalinotérreos, también aquellos metales que tienen
múltiples estados de oxidación, como el hierro, el estaño, el plomo, los
cuales pueden perder, las especies únicas pueden perder más electrones,
como es pasar de hierro dos a hierro tres, de estaño dos a estaño cuatro.
Y también algunos no metales tienen un fuerte carácter reductor como el
carbono, o como el azufre. Los nitritos también. Y como he dicho antes, el
agua oxigenada también puede actuar como reductora. Bueno, sabemos que la
electroquímica es la parte de la química que se ocupa de la relación
entre la electricidad y las reacciones. ¿Vale? Nosotros cuando hablamos de
reacciones químicas, ¿no?, de transferencia de electrones, podemos
considerar reacciones espontáneas y reacciones no espontáneas. Las
reacciones espontáneas son aquellas en que, ya lo dice la palabra, de
manera directa, una reacción química tiene lugar, ¿no?, generando
electricidad. Mientras que una reacción no espontánea es aquella a la
cual hay que aplicar un potencial eléctrico, hay que aplicar una corriente
eléctrica para que tenga lugar esa transferencia de electrones. Y
diríamos que en este segundo caso la reacción es no espontánea. No
espontánea. Aquí tenéis un esquema, ¿no?, de unos electrodos, de una
pila y cómo se puede generar una reacción no espontánea mediante una
corriente eléctrica. Bueno, hay una serie de definiciones que es bueno
conocer, tenerlos en cuenta. Lo que se entiende por un electrolito es una
sustancia conductora de la corriente eléctrica en disolución, en
disolución. ¿Sí? Una... Perdón. Vamos a ver. Sí, ¿no? Bien. Ahora
sí. Mejor. Bien. Lo que iba a decir es que hay una serie de definiciones
que es necesario conocer. Electrolito es una sustancia conductora de la
corriente eléctrica en disolución. Realmente, pues, es una sal. Una sal,
un ácido, en el cual en disolución la cosa está formada por iones. ¿Eh?
Ácido sulfúrico, sulfato de cobre, nitrato de zinc, cualquier sal que se
disocia. Si es un electrolito, mucho mejor. Sus iones pueden actuar como
conductores de segunda especie. Electrodos son conductores normalmente
metálicos puestos en contacto en disoluciones de electrolito. Si tenemos
una pila formada por zinc y cobre el electrodo será una barra de cobre,
una barra de zinc. Una cuba electrolítica es un recipiente que contiene a
una disolución y a los electrodos. Tiene lugar ahí la reacción química,
la reacción de transferencia de electrones. Una pila, célula o celda
electroquímica conjunto de electrodos, cable, disolución y cuba, todo en
sí. Todo el sistema. Bueno, veremos después ejemplos. ¿Qué es el
ánodo? El ánodo es donde tiene lugar la oxidación. Donde tiene lugar el
proceso de oxidación, el proceso de pérdida de electrones y es el polo
negativo de la pila. ¿Y el cátodo? El cátodo es donde tiene lugar la
reducción. Es el polo positivo de la pila. Es la semirreacción de
reducción. Todo donde se produce la reducción. ¿Vale? Todo donde se
produce la reducción. ¿De acuerdo? Y es el polo positivo. Estamos
hablando aquí del concepto de una pila. Cuando veamos la electrólisis,
veremos que la polaridad cambia. El ánodo siempre será la oxidación pero
será el polo positivo y viceversa. Aquí tenéis un sistema
electroquímico donde tenemos la electrólisis del crudo de sodio fundido a
través mediante una pila, mediante una energía externa. Entonces el ión
sodio se reduce pasando al sodio metal y el ión cloruro se libera en el
electrodo correspondiente en cloro molecular experimentando la
semirreacción de oxidación. La reducción es el cátodo y la oxidación
el ánodo. Veremos que la polaridad es al revés que en las pilas. Para que
tenga lugar esta reacción necesitamos una energía externa. ¿Vale? Una
energía externa. Entonces esta este ejemplo es un ejemplo de célula
electrolítica. ¿Eh? De ejemplo de célula electrolítica necesitamos una
corriente externa, un trabajo externo para que tenga lugar. La reacción no
es espontánea. Es un proceso no espontáneo. ¿De acuerdo? Mientras que
una célula galvánica o voltaica es todo lo contrario. Una reacción
química redox espontánea genera electricidad. ¿Vale? Incremento de G
negativo. Aquí tenemos por ejemplo cómo se puede generar ¿No? Se puede
montar una pila. Una pila ¿No? Un dispositivo para el aprovechamiento del
trabajo eléctrico nosotros podemos tener, por ejemplo en una disolución
de sulfato de cobre podemos introducir una barra de zinc. ¿De acuerdo? Y
entonces tiene lugar tiene lugar este proceso redox. ¿No? Tiene lugar este
proceso redox. Un intercambio electrónico que tiene lugar en la superficie
del electrodo. Eso es una reacción espontánea, pero así como está
dispuesto el dispositivo no somos capaces de producir corriente eléctrica
de esta manera. ¿Vale? La barra de zinc se va disolviendo y el ión cobre
se va depositando en la barra de zinc. ¿Vale? A la derecha introducimos
una barra de zinc de cobres unidas por un conductor. Aquí se produce un
intercambio un intercambio electrónico directamente en la superficie del
electrodo de zinc. ¿Vale? ¿Sí? Si nosotros queremos queremos tener o
queremos obtener energía eléctrica, lo que hacemos es separamos los
electrodos en compartimientos diferentes. ¿Vale? Y queremos tener un
dispositivo que funcione a lo largo del tiempo hasta que se agote alguno de
los reactivos. ¿Vale? A la izquierda siempre incorporaremos el ánodo en
la pila o donde tiene lugar la semirreacción de oxidación y a la derecha
incorporaremos el polo positivo o cátodo ¿No? Donde tiene lugar la
semirreacción de reducción. ¿Vale? A la izquierda la semirreacción de
oxidación y a la derecha la semirreacción de reducción. Esta reacción
que tenéis aquí es una reacción espontánea. El ión cobre gana dos
electrones, se pasa a cobre-metal y tenemos el proceso de reducción
cátodo y la barra de zinc se va disolviendo para pasar a ión-zinc, dos
más. ¿No? Y tenemos la semirreacción de oxidación. La semirreacción de
oxidación. ¿Vale? Ahora bien, para cerrar el circuito y para que funcione
esta pila tenemos que mantener o establecer un contacto entre los dos
compartimentos. Para cerrar el circuito, para mantener la
electroneutralidad de la disolución. Es muy importante mantener la
electroneutralidad de la disolución y cerrar el circuito. Entonces, para
ello se utiliza un puente salino. Un puente salino, veis aquí que es un
tubo en forma de U ¿No? Donde dentro se puede rellenar pues de diferentes
electrolitos. Un caso, un ejemplo, puede ser una disolución concentrada de
cloruro de potasio como aquí nos están indicando. Pero no es exclusivo
del cloruro de potasio. De hecho muchas veces utilizamos nitrato de potasio
porque son dos iones que seguro que no interfieren con ningún otro ion.
Aquí el cloruro de potasio tampoco porque el cloruro no precipita con el
ion plata, perdón con el ion cobre y con el ion zinc aunque puede
precipitar o precipitaría con el ion plata por ejemplo pero no es el caso.
Es decir, que el electrolito del puente salino sea nitrato de potasio, sea
nitrato amónico o cloruro amónico también es habitual ¿Vale? Entonces
como hemos dicho lo que se hace es se utiliza para cerrar el circuito
¿Vale? Entonces se ponen unos tapones porosos en los extremos. Pueden ser
de fibra de lana de vidrio, de algodón ¿No? Para que no se mezclen
directamente las disoluciones Y para mantener la electroneutralidad de la
disolución el anión del electrolito del puente salino va dirigido al
ánodo Claro. ¿Por qué? Porque en el ánodo, que es la izquierda se me
forma ya un zinc 2+. Luego para mantener la electroneutralidad tiene que ir
un anión. Un anión como es el ión cloruro Mientras que a la derecha, en
el cátodo ¿No? En el cátodo ¿No? Donde desaparece el ión cobre 2+,
para precipitar y dar el cobre metal el ión potasio el ión potasio del
puente salino en este caso se dirigirá hacia el cátodo para mantener la
electroneutralidad de la disolución Evidentemente que estos dos tapones
porosos evitan que estén en contacto ¿No? La disolución de zinc y ión
cobre Bueno, la pila Daniel es la pila clásica por excelencia donde aquí
se han representado las dos semiceldas en esta ocasión con un tabique
poroso Un tabique poroso que permite el paso de iones a través de la
disolución para mantener la electroneutralidad de la disolución Tenemos
que a la izquierda una vez más tenemos el ánodo por lo negativo la
oxidación A la derecha el cátodo, el polo positivo la reducción ¿Qué
ocurre? Que disminuye la carga positiva a la derecha y a la izquierda
aumenta la carga positiva ¿Qué ocurre? Pues que el sulfato para mantener
la electroneutralidad de las disoluciones emigra por el tabique poroso de
derecha a izquierda del cátodo al ánodo Pero fijaos, algo que es
importante que nos demos cuenta es que los electrones siempre circulan del
ánodo al cátodo por el circuito exterior del ánodo al cátodo del zinc
metal al cobre metal Bueno, aquí tenéis la representación de una pila
Daniel como queda representada del zinc barra el zinc es el electrodo La
barra vertical quiere decir que hay un cambio de estado y después tenemos
la disolución de sulfato de zinc acuosa que se podría incluir su
concentración dos barras verticales significa el puente salino Y fijaos
como estoy escribiendo la pila a la izquierda del ánodo, que es el polo
negativo que tiene lugar la semirreacción de oxidación ¿Qué quiere
decir esto? Que el zinc pasa a 2 más ¿Qué tenemos después? El ión
cobre 2 más pasa a cobre metal ¿Cómo? Ganando electrones ¿Vale? El
cobre 2 más pasa a cobre metal ganando electrones y tiene lugar ahí la
semirreacción de reducción ¿Vale? Es el polo positivo El polo positivo A
la derecha y a la izquierda tenemos el polo negativo Insisto en ello el
polo negativo oxidación, ánodo, reducción cátodo La barra vertical
indica un cambio de fase El sulfato de cobre disuelve una cosa al electrodo
de cobre metal ¿No? que es sólido Bueno, aquí tenéis algunos ejemplos
de tipo de electrodos de metal y ión metálico Ya los hemos comentado el
del cobre y el del zinc también está de la plata, del plomo en general
aquellos metales ¿No? el estado sólido y el correspondiente ión ¿De
acuerdo? Bien, hay también amalgama menos frecuente, mucho menos frecuente
El mercurio forma amalgama con metales Redox podemos tener redox como puede
ser y aquí en los redox se utiliza de soporte el platino El platino es un
metal inerte y lo único que hace el platino como tal, como metal es hacer
de soporte para que se transfieran los electrones a través del platino
pero la reacción que tiene lugar de transferencia de electrones no es a
través del platino sino que aquí, por ejemplo tendríamos que el hierro
2+, pasaría a hierro 3+, de manganeso 2+, a permanganato, etc. También
tenemos el de gases el electrodo de hidrógeno que se utiliza de referencia
por excelencia ¿No? y donde pasaríamos, ponemos platino el hidrógeno
burbujeando hidrógeno a una presión de una atmósfera y temperatura 25
grados centígrados que pasaría a disolución H+, ¿no? a ion hidrógeno
en este caso y también tenemos un electrodo de cloro que sería similar al
de hidrógeno solo que ahora la transición de pérdida de electrones de
oxidación, sería pasar de cloruro a cloro molecular que también, el
electrodo puede tener sentido contrario aquí lo tenemos escrito en sentido
de oxidación, pero también puede ser una semirreacción de reducción
entonces se cambiará de orden las especies iónicas de metal a sal
insoluble ¿no? por ejemplo mucho menos frecuentes aquí tenemos plata,
cloro en definitiva los primeros metal ya metálico los electros de gases,
en segundo lugar los redox ¿vale? por su importancia bueno, aquí seguimos
hablando de tipos de electrodos ¿no? y tenemos electrodos que se pueden
comportar de manera reversible en unas condiciones determinadas, en otras
no ¿vale? por ejemplo el electrodo de zinc puede actuar de forma
reversible en medio básico pero no en medio ácido porque siempre se
disuelve ¿no? con clorohídrico ¿no? como tal bueno, bien aquí hablamos
de algunas reacciones electrolíticas del agua ¿no? el agua, la
electrólisis del agua, es decir, aplicando un trabajo eléctrico exterior,
no es una reacción espontánea, nosotros en la electrólisis del agua se
nos puede liberar hidrógeno molecular y oxígeno molecular en la
proporción uno es a un medio hidrógeno-oxígeno o si queréis uno es a
dos, oxígeno-hidrógeno ¿vale? pero también podemos tener electrólisis
de disoluciones acuosas de sales entonces ahí compiten compiten en los
electrodos correspondientes de la electrólisis no sólo los iones de la
sal sino también los iones del agua que forman parte de la disolución y
lo que tiene lugar es aquella semirreacción que tenga lugar de manera más
favorable aquella que tiene lugar de manera más favorable si es el cloruro
tenemos el cloruro que compite con el ion nitrosilo para dar oxígeno
molecular ahí digamos que gana o es más favorable la oxidación del
cloruro a cloro molecular que no la generación del oxígeno molecular ¿de
acuerdo? pero en el cátodo en la semirreacción de reducción que sería
en la electrólisis el cloro negativo, ¿qué ocurre? que es más fácil,
se necesita menos energía, es más favorable el proceso de reducción de
los protones del agua para liberar hidrógeno molecular que no la reacción
de reducción del ion sodio a sodio molecular bueno, aquí nos hablamos un
poquito de las leyes de Faraday la cantidad la cantidad de sustancia ¿no?
un momentito la cantidad de sustancia que se deposita en una electrólisis
depende de la cantidad de electricidad para depositar un equivalente de
sustancia se necesita lo que se denomina un Faraday son 96.500 C
aproximadamente entonces la masa depositada ¿no? de un elemento es
proporcional a esta cantidad de electricidad y nosotros podemos decir que
la masa depositada es igual a Q la cantidad de electricidad que circula por
el peso equivalente del metal dividido por 96.500 C esta fórmula nos
determina o nos da directamente los gramos de metal que se depositan o los
gramos de gas que se liberan entonces ¿qué es la carga? recordemos que
está relacionada con la intensidad de la corriente y el tiempo la carga es
igual a la intensidad multiplicada por el tiempo intensidad multiplicada
por tiempo es la carga y a su vez ¿a qué es igual el peso equivalente?
pues el peso equivalente de un elemento químico es igual a su peso
atómico partido el número de electrones transferidos ¿y qué son estos
números de electrones transferidos? pues va a depender efectivamente que
va a depender si tenemos el ión cobre 2 más que pasa a cobre metal el
número de electrones transferidos será más dos, dos electrones ¿no?
para pasar a cobre metal ¿si? ¿de acuerdo? y entonces el peso equivalente
será peso atómico partido por dos ¿y el oxígeno molecular? el oxígeno
molecular para pasar al ión oxo o dos menos, ojo el O2 para pasar a dos de
O2 menos ¿no? se transfiere en cuatro electrones entonces la masa
molecular del O2 que es treinta y dos lo dividimos por cuatro que es ocho
treinta y dos entre cuatro es ocho y eso es el peso equivalente del
oxígeno molecular el oxígeno molecular el peso equivalente es ocho ¿no?
ocho bueno y así sucesivamente se puede determinar ¿vale? bueno aquí ya
hemos puesto las fórmulas de antes, intensidad de carga partido por
tiempo, la carga sin intensidad por tiempo y la misma fórmula que hemos
estado explicando ahora y poniendo aquí el ejemplo ahora por ejemplo del
caso del peso equivalente del cloro molecular que es la masa molecular del
cloro que es treinta y cinco coma cinco por dos partido número de
electrones transferidos por mol que son dos por lo tanto aquí el peso
equivalente coincide con el peso atómico o masa atómica ¿de acuerdo?
bien esta fórmula es la misma de antes ¿no? que os he puesto en la
anterior diapositiva y bueno simplemente es aplicarla para ver cual es la
masa depositada en gramos que después me piden el volumen de gas pues ya
lo pasaremos a moles, lo pasaremos a volumen con la ecuación de los gases
ideales etcétera etcétera bueno es importante saber que el incremento de
G la variación de energía libre de Gibbs ¿no? para una reacción redox
la tenemos que expresar a menos n f por e ¿eh? por el potencial redox por
el potencial redox ¿vale? e redox ¿si? donde n es el número de
electrones transferidos, f es el número de faraday y la e el potencial
redox redox ¿no? sería la e del polo positivo menos la e del polo
negativo, la e redox ¿no? ha de ser positivo para que el proceso sea
espontáneo para que el incremento de G sea negativo ¿vale? entonces la
fuerza electromotriz de una pila la fuerza electromotriz de una pila da una
idea ¿no? de la tendencia que tiene en lugar esa reacción, cuanto más
grande y positivo sea, más espontánea será la reacción entonces está
claro que una reacción química espontánea se toma la fuerza
electromotriz positiva una reacción química no espontánea se toma fuerza
electromotriz negativa ¿vale? ¿qué ocurre? que nosotros no podemos tomar
la fuerza electromotriz de un electrodo como tal, tenemos que enfrentarlo
siempre con respeto a otro electrodo porque sólo podemos medir diferencias
de potencial entonces normalmente se toma como electrodo de referencia el
electrodo de hidrógeno, lo tenéis aquí el electrodo el electrodo de
hidrógeno en condiciones estándar presión 1 atmósfera de gas hidrógeno
concentración 1 molar de protones, temperatura 25 grados centígrados si
lo tenemos como ánodo tendremos la similitud de una semirreacción de
oxidación donde el hidrógeno molecular pasaría a protón, una
semirreacción de oxidación o como cátodo los protones pasarían a
hidrógeno molecular y fijaos como ponemos siempre barra vertical y platino
porque hay un cambio de fase un cambio de estado sólido disolución acuosa
y es el platino, lo hemos comentado previamente este platino la base
sólida, el metal a partir del cual se transfieren los electrones por el
circuito externo y se cierra y se permite el paso de la corriente
eléctrica porque los iones en disolución o el hidrógeno no van a
permitir la transferencia de electrones, necesitamos un soporte sólido
para la transferencia de los electrones aquí tenéis como es el resultado
de enfrentar el electrodo de cobre con el electrodo de hidrógeno ¿de
acuerdo? y que tenemos aquí pues tenemos el ión cobre el ión cobre que
pasa al cobre metal y se produce una ganancia de dos electrones es que
cuando enfrentamos un electrodo de cobre con el electrodo de hidrógeno
¿qué ocurre? pues que detectamos que el cobre actúa como cátodo
experimenta la semirreacción de reducción por lo tanto, la E de la pila
que será la E del polo positivo más la E del polo negativo, es decir la E
de la semirreacción de reducción menos la E de la semirreacción de
oxidación, tendremos E, potencial normal de cobre 2 más cobre, menos la E
potencial normal de H más H2 y esto nos medimos la pila y sale 0.34, como
nosotros tomamos de referencia el potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno que es cero, me queda que el potencial de la semirreacción de
reducción del cobre es más 0.34 voltios ¿de acuerdo? bien ¿qué ocurre?
cuando ahora enfrentamos al electrodo de hidrógeno con el zinc pues nos
encontramos que el zinc actúa como ánodo experimenta la semirreacción de
oxidación a diferencia de lo que ocurría con el cobre entonces, el
potencial de la pila, que es el potencial del polo positivo menos el
potencial del polo negativo, tendremos que sería el potencial de
reducción de H más a H2, menos el potencial de reducción de zinc 2 más
a zinc entonces, esto nosotros medimos con un voltímetro externo y sale
0.76 voltios pero fijaos como ahora al hacer esta cuenta arriba tenemos
cero menos el potencial de reducción de zinc 2 más a zinc igual a 0.76
luego eso quiere decir que el potencial de reducción de zinc 2 más a zinc
es negativo, menos 0.76 entonces, como regla general podemos decir que una
reacción ¿no? cuando nosotros enfrentamos al electrodo de hidrógeno
cualquier otro electrodo, pues en este caso en condiciones estándar 1
molar si el electrodo actúa como cátodo desde la reducción su potencial
va a ser positivo y tiene más tendencia a reducirse que el hidrógeno y
tiene un mayor carácter oxidante, mientras que si al enfrentarlo con el
hidrógeno el electrodo actúa como ánodo y experimenta la semirreacción
de oxidación experimenta la semirreacción de oxidación ¿si? entonces,
¿qué ocurre? que el potencial de ese electrodo va a ser negativo, tiene
mayor es el metal, será más reductor que el hidrógeno tiene más
tendencia a oxidarse que el ion protón que el protón perdón, que el
hidrógeno molecular porque el hidrógeno molecular H más es la tendencia
a oxidarse a perder electrones bueno, aquí tenéis una serie
electroquímica, todos estos elementos que tienen potencial negativo tienen
menos tendencia a reducirse que los protones tienen un mayor carácter
reductor ¿no? si queréis ¿no? los metales, el litio, el potasio calcio,
etcétera hacia arriba aumenta el carácter reductor y hacia abajo aumenta
el carácter oxidante es decir, hacia arriba aumenta la tendencia en
producirse la semirreacción de oxidación y hacia abajo aumenta la
tendencia en producirse la semirreacción de reducción ¿vale? arriba
tendencia a oxidarse abajo tendencia a reducirse arriba grandes reductores
abajo grandes oxidantes cuanto más abajo mayor carácter oxidante cuanto
más arriba mayor carácter reductor bueno, aquí tenemos el ejemplo de una
pila ¿no? una pila que consta de un electrodo de magnesio ¿no? y un
electrodo de plata ¿cómo funciona esta pila? bueno pues tenemos dos
potenciales siempre en una pila cuando enfrentemos dos electrodos siempre
se va a reducir siempre va a actuar como oxidante aquel que tenga el
potencial de reducción más grande positivo aquí como tenemos la plata
que es más 0,8 y el magnesio menos 2,37 menos 2,37 más 0,8 menos 2,37 el
que tiene tendencia a reducirse es el ión plata para pasar a plata
metálica y el magnesio que pasa a ión magnesio ¿de acuerdo? vale
entonces será el potencial de reducción del ión plata a plata metal
menos el potencial de reducción del ión magnesio a magnesio metal y esto
que nos da 3,17 por lo tanto positivo hay una cosa que es muy importante en
ningún caso hay que multiplicar por 2 ni por 3 por ningún número para
calcular el potencial de la pila no pensemos que porque haya que se
transfieran dos electrones tendremos que multiplicar los potenciales de
reducción o de oxidación por esos números, no eso nunca otra cosa es
cuando nosotros apliquemos la ecuación de Nernst que aparece el número
global del número de electrones transferidos eso es otra cuestión bueno
aquí tenemos la relación entre el trabajo eléctrico entre el potencial y
lo que hemos dicho antes incremento de G en potencial normal es igual a
menos NF por el E0 donde E0 es el potencial normal de la pila del proceso
redox entonces N es el número de electrones transferidos y F es el número
de Faraday el número de Faraday correcto y la E es el potencial de la pila
nosotros podemos recordar como se expresaba incremento de G en función de
incremento de G en función de G0 y en función de las presiones parciales
o también se puede dejar en función de las concentraciones si y de hecho
a partir de ahí cuando tenemos nosotros fijaos aquí abajo la ecuación de
Nernst muy importante como podemos transformar esta ecuación que nos
relacionaba a la energía libre de Gibbs y las concentraciones o las
presiones parciales no en el caso de disoluciones que en la mayoría de las
acciones químicas son en disoluciones en lugar de las presiones parciales
se ponen concentraciones en lugar de estas presiones Pc, Pd, Pa y Pb
pondríamos la concentración de A, de B, etc entonces el potencial de una
pila sería el potencial normal fijaos menos RTNF logaritmo neperiano de
esa relación de concentraciones de productos partido por reactivos elevado
a coeficientes estequiométricos ahora bien hay un cambio muy típico que
es sustituir R por 8,314 T por 298 F por 96500 C y transformar el neperiano
en logaritmo decimal y eso nos genera un número que es el 0,059 que es muy
habitual verlo en los libros y los manuales de la ecuación de Nernst de
una pila entonces podemos decir que el potencial de una pila es igual al
potencial normal menos 0,059 partido por n ahí si que es n el número
global de electrones transferidos en la reacción R2 por el logaritmo
decimal de Q y que es Q la relación de concentraciones de las especies
iónicas de productos y reactivos que pasa cuando estamos en el equilibrio
que el potencial de la pila es 0 y volvamos a 0 entonces la relación de
concentraciones ya sea Kp o Kc dependerá si lo expreso si tenemos gases o
presiones parciales o en función de Kc de concentraciones de especies
iónicas que es más habitual en definitiva es más habitual entonces
podemos poner perdón que ya sea que Kp es esta expresión o que Kc es 10
elevado a menos e sub cero n partido 0,059 ¿vale? potencial normal bueno
aquí tenemos la expresión ¿no? lo que es la e sub cero es el potencial
normal lo que tenemos aquí el número de electrones transferidos Q es la
relación de concentraciones que en el caso de disoluciones iónicas ¿no?
es la concentración molar nunca aparecen sólidos puros ni líquidos puros
entonces ahí ¿qué quiere decir? pues que el agua como disolvente no
aparecería como disolvente en una relación redox como disolvente bueno y
en el equilibrio ya lo hemos comentado antes que el potencial sería 0 y
esa relación de concentraciones aquí tenéis un ejemplo de aplicación de
la ecuación de Nernst de cómo calcular el potencial de esta pila daos
cuenta que ya nos está escribiendo que a la izquierda tenemos el ánodo la
reacción de oxidación a la derecha el cátodo la reacción de reducción
la reacción global la tenemos multiplicando por 2 la primera
semirreacción de manera que la reacción global es la que tenéis aquí en
disolución ¿no? y al aplicar la ecuación de Nernst son 2 y esto será el
potencial normal ojo, el potencial del polo positivo que es de hierro 3 a
hierro 2 menos el potencial de la semirreacción de reducción del polo
negativo menos 2.37 y si ahí ponemos la Q que nos representa la relación
de concentraciones de productos partidos reactivos los productos son ion
hierro ion magnesio y reactivos ion hierro 3 elevado a los coeficientes
estequiométricos si queremos determinar el potencial de la pila ¿qué
tenemos que hacer? lo que tenemos que hacer es sustituir las
concentraciones indicadas en el enunciado elevarlas a los coeficientes
estequiométricos indicadas por el cociente Q o la relación Q ¿de
acuerdo? bueno, aquí tenéis ejemplos de distintas pilas la pila de Grand
Cher formada por The Zinc y Manganeso ¿no? podéis mirarlo tranquilamente
siempre es interesante un dióxido de magnesio el polo negativo, la
oxidación el dióxido de magnesio como oxidante débil ¿no? que pasará a
óxido de manganeso 3 ¿no? la pila de botón The Zinc con mercurio bueno
las pilas recargables de litio, níquel cadmio una pila de plomo bueno, las
pilas de plomo también son interesantes ya sabéis que el plomo es
bastante contaminante ¿no? así que es bueno que sepáis el funcionamiento
¿no? la oxidación, el plomo pasa a ion plomo 2 más sulfato de plomo y en
la reducción, el cátodo el dióxido de plomo que pasa a plomo 2 más
¿no? a ion plomo 2 ¿vale? la reacción global como veis el plomo metal
más dióxido de plomo para dar a ion plomo 2 ¿correcto? bueno, pues vamos
a dejar este apartado ya y vamos a ver algunos ejercicios aquí tenemos
algunos ejercicios son interesantes que los tengamos en cuenta ¿no?
ejercicios de aplicación de electrólisis bueno, aquí por ejemplo esto
que hay en una PEG del año pasado cuando se hacen reaccionar 200 gramos de
una aleación que tiene cobre ¿no? con 180 mililitros de ácido nítrico
esta concentración y densidad ¿no? aquí nos piden pues ajustar la
reacción por el método de ion electrón ¿vale? aquí lo tenemos ¿no? el
dióxido de cobre pasa a cobre 2 más el nitrato pasa a NO se iguala la
semirreacción redox hay una transferencia de dos electrones en la primera
y tres en la segunda una vez igualado en materia para que el número de
electrones ganados y perdidos sea el mismo tenemos que modificar las
semirreacciones por 3 y por 2 y vemos la reacción global ajustada es una
reacción típica del cobre un ácido nítrico es un buen oxidante ¿no? y
aquí el cobre metal evidentemente actúa como reductor ¿no? bueno y
después tenemos una serie de cálculos estequiométricos que bueno esto
correspondía a los primeros temas ya lo dejo opinar a vosotros aquí
tenemos también el permanganato ¿no? en una reacción redox podríamos
justificar un poquito que es lo que ocurre aquí el permanganato pasa a ion
manganeso 2 y por lo tanto se produce una tasa de transferencia de 5
electrones ¿no? igualando, fijaos que hay que poner 4 moléculas de agua a
la derecha y 8 protones a la izquierda mientras que el hierro está a la
izquierda como hierro 2 y a la derecha como hierro 3 y por lo tanto
simplemente es la pelea de un electrón evidentemente para que el número
de electrones transferidos sea idéntico ganados y perdidos hay que
multiplicar la segunda semirreacción por 5 y nos da esta reacción global
que tenéis aquí ¿no? en la cual vosotros podéis hacer los cálculos
estequiométricos pero si antes previamente no hemos hecho esta igualación
no podemos hacer los cálculos estequiométricos es importante e
imprescindible que hagamos primero esa igualación ¿vale? aquí tenemos
una pila ¿no? una pila que estaría formada ¿no? una célula galvánica
por un electrodo de plata disuelto en una solución de iones plata 0,12
molar en una solución de hierro en una solución de iones hierro 2 0,0075
molar ¿de acuerdo? ¿vale? entonces queremos aquí queremos calcular el
potencial de la pila y nos están dando unas concentraciones lo primero que
tenemos que hacer ¿qué es? determinar el potencial normal y para
determinar el potencial normal de la pila tenemos que ver cuál es el
electrodo positivo y el electrodo positivo el negativo cuál es el cátodo
y cuál es el ánodo dónde tiene lugar la semirreacción de reducción y
dónde tiene lugar la semirreacción de oxidación por lo tanto aquí
tendríamos ¿no? el cátodo semirreacción de reducción 0,8 voltios y el
ánodo semirreacción de oxidación menos 0,44 voltios en conjunto el
potencial de la pila polo positivo menos el potencial de reducción del
polo negativo es 1,24 voltios y por lo tanto ¿no? la reacción global
será 1,24 voltios 1,24 voltios el potencial normal ¿vale? ahora bien para
saber cuál es el potencial de esta pila ¿cuál es el potencial de esta
pila? tenemos que aplicar y aplicar la relación de concentraciones daos
cuenta que aquí Q es la relación de concentraciones productos partido por
reactivos a la derecha tenemos el ión hierro 2 y a la izquierda el ión
plata elevado al cuadrado entonces Q sería esta relación de
concentraciones ¿no? y sería 0,0075 partido 0,12 al cuadrado en este caso
particular y el potencial de la pila para estas concentraciones sale un
valor muy parecido al ya preexistente que aquí se transfieren 2 electrones
en él le corresponde 2 y fijaos que es 1,248 sólo ha variado 8 milésimas
¿de acuerdo? ¿y cuál sería la notación de la pila? es interesante la
notación de la pila fijaos hierro barra vertical cambio de fase a hierro 2
más en una concentración 0,0075 molar después dos rayas verticales
¿vale? el puente salino ¿no? a plata metal de ión plata a plata metal
¿si? una semirreacción de reducción ¿vale? una semirreacción de
reducción ¿vale? bueno aquí tenemos otro ejemplo describir el proceso
del mecanismo de protección catódica de una estructura metálica
enterrada bueno eso lo que se trata es de suministrar electrones en el
metal para evitar que se oxide y esto se consigue conectando el metal a un
polo positivo de una batería de un electrodo inerte como puede ser el
carbón ¿no? el carbón para evitar la oxidación del zinc perdón aquí
para evitar ojo la oxidación del hierro porque siempre hablamos de
protección del hierro las estructuras, las construcciones generalmente son
de hierro entonces tenemos tenemos el zinc conectado a un electrodo inerte
de carbón y el electrodo negativo al metal vamos a ver como lo tenéis
aquí indicado de manera que lo que ocurre es que el zinc se oxida el zinc
se oxida pasando a zinc 2 más ¿de acuerdo? y siempre que exista en el
medio no salvo que el zinc siempre protegerá al hierro ¿por qué? porque
tiene más tendencia a oxidarse el zinc que el hierro se puede hacer con
zinc, se puede actuar de magnesio, todo esto se llama electrodos de
sacrificio aquí tenéis ejemplos de reglas protección electrólisis
calcular el trabajo útil, incremento de gen de un acumulador de plomo cuyo
voltaje es de 2,02 voltios escribir la reacción ajustada polo positivo
kilovatios hora producido, etc pues lo tenemos aquí ¿no? incremento de
gen del trabajo útil es menos e n fe potencial normal el número de
electrones transferidos es 2, fijaos la semirreacción de reducción la
pila de plomo el dióxido de plomo pasa a plomo 2 más la oxidación del
plomo metal pasa a plomo 2 ¿de acuerdo? la reacción global la tenéis a
continuación de manera que en presencia de sulfúrico normalmente estas
pilas tienen lugar en presencia de sulfúrico tenemos la reacción global
¿vale? así pues nosotros podemos calcular el trabajo útil y la energía
libre de Gibbs como menos e n fe por el sub cero donde el potencial normal
es 2,02 ¿vale? las otras preguntas yo creo que no tienen ningún problema
para vosotros derivan del cálculo estereométrico ¿no? y a ver ¿cuáles
eran? dice que el de todo actúa como positivo ya lo hemos dicho aquel que
actúa como la semirreacción de reducción del dióxido de plomo a plomo 2
más y los kilovatios los kilovatios de horas ¿cuántos kilovatios de
horas se producía por gramo de plomo oxidado? claro plomo oxidado por
gramo de plomo oxidado fijaos que la energía que tenéis aquí son 389,8
kilojulios por mol de plomo si queréis o por mol de dióxido de plomo
¿vale? ¿qué tendríamos que hacer? estos 398 kilojulios transformarlos
no por mol sino por gramo un mol son 207 gramos entonces tendríamos que se
liberaría en un gramo 1,9247 kilovatios kilojulios que habría que
pasarlos a kilovatios hora 1 kilovatio hora son 1 kilovatio son 1000 vatios
1 hora 3600 segundos 1 kilovatio hora serían 36 por 10 a la 5 julios ¿de
acuerdo? bien a partir de aquí también después se puede hacer el
cálculo estequiométrico para pasar a la cantidad de plomo veamos aquí
este último ejemplo se fabrica una pila galvánica mediante un puente
salino de crudo potásico y una barra metálica de plata sumergida en una
disolución de nitrato de plata y una amarilla de platino sumergida en una
disolución que tiene iones taño 2 y iones taño 4 esto es muy interesante
porque aquí tenemos un electrodo a la derecha es un electrodo cátodo
positivo de reducción de un metal y una disolución acuosa de un ión
metálico del mismo ¿no? y aquí tenemos un electrodo redox donde para
permitir la transferencia de electrones necesitamos un soporte sólido que
es el platino un metal inerte ¿vale? entonces ahí tenéis el ejemplo, las
semirreacciones que tendrían lugar ahora podemos girar la pala la hoja
pero ojo ¿quién va a actuar como electrodo positivo? aquel que tenga un
potencial de reducción más grande positivo la plata el ánodo ¿vale?
aquí lo tenéis el cátodo y el ánodo la reacción global y el potencial
donde tenemos esta Q que es la relación de concentraciones de productos
partidos reactivos estaño 4 y ión plata elevado a los coeficientes
estequiométricos y estaño 2 evidentemente ¿vale? y aquí tenéis la
representación de la pila donde los electrones van siempre por el circuito
exterior ¿no? del ánodo al cátodo al principio el anión del puente
salino se va hacia el ánodo y el catión del puente salino hacia el
cátodo para mantener la electro-neutralidad de la disolución y
evidentemente para cerrar el circuito bueno, pues aquí tenéis los
potenciales estándares de reducción del hidrógeno y del oxígeno y nos
pide el incremento del G de formación del agua bueno, pues aquí tenéis
la fórmula tenemos que ver ¿vale? a partir de sus elementos si nosotros
tenemos el potencial el potencial del sistema ¿no? ¿vale? el potencial
normal ¿no? el potencial de este sistema nosotros podemos determinar el
incremento del G de formación del agua a partir de sus elementos ¿vale?
donde el potencial normal evidentemente es el potencial del proceso de
reducción menos el potencial del proceso de oxidación a ver el proceso de
reducción del oxígeno ¿no? bueno, 1.23 y el hidrógeno se oxida el
hidrógeno molecular se oxida perdiendo electrones será 1.23 menos 0 y
veamos como el incremento del G es negativa, será un proceso espontáneo
aquí tenéis algunas cuestiones más que yo os invito a que lo miréis en
este caso la electrólisis de una sal de alumina fundida para obtener
aluminio y oxígeno y qué es lo que ocurre en realidad yo creo que lo
podéis comentar aquí tenéis esta reacción ya para ir acabando los
minutos que se necesitan para desprender un litro de oxígeno en
condiciones normales de una cuba cuando pasa una corriente de 5 amperios
¿vale? tenemos la fórmula de la masa depositada ¿no? y tenemos la
cantidad de electricidad que circula en un tiempo dado es el tiempo lo que
nos piden nos da la intensidad y el peso equivalente del oxígeno que es 8
vamos a obtener los gramos y después el volumen aquí lo tenéis calculado
otro ejemplo de una pila interesante, es aplicar la función de NERS os
invito a que lo hagáis muchas gracias espero que os sea de utilidad