Bien, pues buenas tardes. Vamos a iniciar esta sesión de química y como
estaba previsto vamos a finalizar el concepto un ejemplo de electrólisis y
también la corrosión del hierro. Acordémonos que la electrólisis es el
proceso inverso de una pila donde a partir de energía eléctrica tiene
lugar una reacción química, energía química. Transformamos energía
eléctrica en energía química mientras que la pila es a partir de
energía química que obtenemos energía eléctrica. En el caso del crudo
de sodio, la electrólisis del crudo de sodio fundido necesita como veis
aquí en pantalla unos 4 voltios. Este proceso tiene un voltaje negativo de
menos 4,07 voltios. Entonces necesitamos comunicarle al menos ese voltaje
para que tenga lugar esta reacción de electrólisis que es un proceso no
espontáneo. Ahora bien, si nosotros realizamos la electrólisis del crudo
de sodio disuelto en agua ya no obtendremos sodio y clorogás. La
electrólisis del crudo de sodio en agua nos genera cloro efectivamente en
el ánodo pero en el cátodo se libera hidrógeno. ¿Por qué se libera
hidrógeno? Porque se necesita menos energía para reducir los protones a
hidrógeno que el ión sodio a sodio metal. Se necesita menos energía,
¿de acuerdo? Y por ello en distribución acuosa el crudo de sodio nos
genera cloro gaseoso e hidrógeno molecular. Mientras que la electrólisis
del crudo de sodio fundido, que es ión sodio-ión crudo, sí que nos va a
generar sodio metal y cloro gaseoso. En relación a la corrosión, tenéis
en el libro un apartado muy importante, muy interesante. A veces se ha
pedido de teoría la corrosión del hierro. Simplemente explicaros un
poquito cómo funciona. Fijaos, el hierro se puede oxidar y pasar a hierro
2. ¿Cómo? Con la humedad del aire. El oxígeno, ¿no? Fijaos la reacción
de reducción, ¿no? Donde pasa agua, ¿no? Y en esta reacción, ¿no? De
hierro sólido con oxígeno molecular. Si igualamos más 4 protones para
dar hierro 2 más, más 2 de agua. Aquí un 2, ¿no? Hemos igualado la
primera reacción de oxidación, ¿no? Y porque se transferían sólo dos
electrones y queremos que se transfieran cuatro en total. Que el número de
electrones ganados y perdidos sea el mismo. Esta sería la reacción
global. Pero, ¿qué ocurre? Que este hierro 2 es inestable y con el
oxígeno de la atmósfera, lo tenéis aquí abajo, ¿no? Se oxida, ¿no? A
hierro 3. Dando lugar al óxido de hierro, ¿no? Que es esa corrosión,
¿no? Que se forma en la cubierta del hierro. ¿Qué hay que hacer para
proteger al hierro? Esto es muy importante. Para proteger al hierro, hay
que ponerlo en contacto con un metal que tenga un potencial de reducción
más negativo que el hierro. Por ejemplo, si el hierro, quiero recordar...
El hierro 2 más hierro tiene un potencial normal de menos 0.44 voltios,
¿no? Por ejemplo, ponerlo en contacto con el sistema ZIN 2 más ZIN que es
menos 0.76 voltios o mejor todavía, con el sistema ZIN 2 más ZIN Magnesio
2 más magnesio, que es dos y pico voltios. No recuerdo exactamente el
número. ¿Qué pasa? Si tenemos la tubería de acero conectada con un
trozo de magnesio se va a oxidar antes el magnesio que el hierro. Entonces,
la reacción que va a tener con el oxígeno húmedo del aire es con el
magnesio. Y hasta que no se agote todo el magnesio, no atacaría a la
tubería de acero. ¿De acuerdo? Evita que se oxide. Pero puede ser con
magnesio, puede ser con ZIN. Lo veréis porque esto sale muchas veces en
problemas, en exámenes... Ha salido algunas cositas de estas. Bien, ahora
os voy a abrir un archivo que se ha incluido esto de ejercicios. Hay muchos
ejercicios. Como veis aquí hay 77 páginas. Bueno, vamos a ir trabajando.
¿Os parece? Dice... Aquí el primero de todos nos dice determinar...
Pensad que esto empieza por lo de los últimos años, el curso pasado.
Determinar el potencial de la celda galvánica formado por el electrodo
sumergido de iones plata. ¿No? Y el electrodo de hierro en unas
concentraciones determinadas. Mirad, si nosotros tuviéramos
concentraciones 1 molar, 1 molar, el potencial... El potencial normal de la
pila sería el potencial normal del polo positivo menos el potencial normal
del polo negativo. ¿Vale? Pero aquí no tenemos concentraciones 1 molar,
entonces tenemos que aplicar la ecuación de Nernst. Fijaos, estas son las
semirreacciones que tienen lugar. ¿Cómo sabemos cuál es la
semirreacción del cátodo y del ánodo? Pues siempre hay que saber...
Siempre hay que saber que la semirreacción va a tener lugar... La
reacción de reducción, ¿no? Con aquel sistema que tenga el potencial de
reducción más grande. Porque va a ser más oxidante. Entonces, si tenemos
el sistema plata más Ag más Ag O hierro 2 más hierro Efectivamente El
primero es más grande, 0.8 Y esa será la semirreacción de reducción
Mientras que En la segunda Será la oxidación Y daos cuenta Como si
hacemos el balance El balance Sería 0.8 menos Menos 0.44 Que sería
positivo Y la reacción sería espontánea Recordemos En un sistema Redox
Nosotros lo que queremos Es que Menos Fe Por el potencial de la pila sea
negativo N es un número entero F es un número positivo también Entonces
la E de la pila ha de ser positiva ¿De acuerdo? ¿Y cuál es la reacción
global? La reacción global sería 2 de Ag más Más Fe Flecha 2 de Ag Más
Fe 2 más ¿Y cuál sería el potencial de la pila? En función de las
concentraciones Pues tendríamos que ver Tendríamos que ver La ecuación
de Nernst Y la ecuación de Nernst sería El potencial de la pila Es igual
al potencial normal De la pila Menos 0.059 Partido por 2 Que es el número
de toneladas transferidos Logaritmo De La concentración De hierro 2 más
Partido de la concentración De ión plata al cuadrado Este 0.059 partido
por 2 Viene de RT Partido NF Neperiano De concentración de productos
Partido reactivos Y si trabajamos a 25 grados centígrados Sustituimos la R
Con 8.314 Y F por 96.500 coulombios Tenemos esta expresión Aquí veis como
ya La tenemos aquí sustituida ¿Eh? ¿De acuerdo? Y no nos olvidemos de
los exponentes ¿Eh? Cuando tenemos aquí Estos coeficientes
estequiométricos Sigamos Dice aquí que dada la siguiente reacción ¿No?
¿Cuál es el oxidante? Bueno, nos dice Si el oxidante es el nítico Si el
sulfuro de hidrógeno se oxida Azufre Si el ácido nítico es Justifique
todas las respuestas El estado de oxidación del azufre En el sulfuro de
hidrógeno es más 2 Bueno, ese último ya sabemos que no Bueno, vamos a
ver esto Veamos, vamos a escribir esto Esta es una reacción Re2 H2S Más
HNO3 Fijaos que tenemos que tener Un poco de soltura De De formulación
Oxido nítrico, NO Más azufre, más agua Vamos a ver cuáles han sido Más
1 por 2, más 2 Menos 2, menos 2 entre 1 Menos 2 Hidrógeno es más 1 Más
1 por 1, 1 Menos 2 por 3, menos 6 Más 5, más 5 entre 1 Más 5 Menos 2,
menos 2 Más 2 0 por algo es 0 Menos 2 por 1 es menos 2 Por lo tanto esto
es más 2 Más 2 entre 2, más 1 El oxidante ha pasado de menos 2 a 0 El
nitrógeno de más 5 A más 2 ¿De acuerdo? El oxidante es el nítrico, sí
¿Por qué? Porque gana electrones ¿No? Pasa de más 5 a más 2 El sulfuro
de hidrógeno se oxida azufre Sí, porque pierde electrones Pasa de menos 2
a 0 El ácido nítrico se reduce a oxido nítrico Sí Porque es el oxidante
y se reduce a NO Esta oxidación del azufre en el sulfuro de hidrógeno Es
más 2 No, es menos 2 como podéis ver Menos 2 Es decir, aquí lo que
ocurre Es que Bueno, es lo que está aquí explicado ¿No? Y tampoco nos
piden nada No nos piden que la igualemos Entonces vamos a seguir adelante
¿Vale? Pero nos damos cuenta Lo digo porque lo voy a poner aquí S menos 2
Que pasa a S Pierde dos electrones El NO3 menos Pasa a NO Aquí hay que
poner 2 de agua Más 4 protones Más 3 electrones Y aquí por 2 Esto sería
la igualación Fijaos, 3 por 2 No, no nos lo piden Pero bueno, también es
una forma de practicar ¿No? El número de electrones ganados y perdidos Ha
de ser el mismo ¿Vale? Y después a partir de ahí Habría que pasar a 4
Pero ya hemos hecho bastante de este ejercicio Seguimos Mire, ajuste Ahora
sí que me piden Que ajustemos el permanganato de potasio Con el etanol en
medio sulfúrico ¿Vale? KMnO4 Con el etanol En medio sulfúrico Para
obtener Ácido etanoico Más MnSO4 Más K2SO4 Eso no nos lo pone Pero no
queda más remedio Porque los potasios tienen que ir a algún sitio Y solo
puedes ir con el sulfato y más agua ¿No? Es decir, fijaos que yo os he
puesto aquí El sulfato de potasio Y después hay que añadirlo Porque
faltarían los potasios Y faltarían azufres ¿Vale? Bueno, ¿Cuál es el
estado de oxidación? ¿Quién cambia el estado de oxidación? Vamos a ver
MnO2-8 El potasio más 1 Para que la suma de 0 El manganeso más 7 MnO7-1
Aquí no es imprescindible hacerlo En estos carbonos de etanol No lo voy a
hacer de entrada Azufre más 6 El ácido etanólico tampoco Ya sabemos que
el etanol se oxida a ácido acético No hace falta pasar al estado de
oxidación Las moléculas orgánicas Si no es imprescindible Mejor no lo
hacemos De entrada MnO2-2-8 MnO6 Daos cuenta como el azufre Sigue
manteniéndose en MnO6 Igual que en el sulfato de potasio MnO2-2 MnO1-8
MnO6 Y MnO6 Entonces hay que disociar Ácidos, bases y sales De las
especies químicas Que cambian el estado de oxidación ¿Quién cambia el
estado de oxidación? El ácido permanganico El permanganato de potasio
También El manganeso que está en el sulfato No lo puedo disociar Porque
es un compuesto covalente No intentemos disociar compuestos covalentes
Entonces ¿Qué tenemos aquí? Que el MnO4- Pasa a Mn2+. Y que El etanol
Pasa A ácido Acético ¿De acuerdo? Hay que igualar Pues los oxígenos se
igualan Añadiendo tantas moléculas de agua Como oxígenos hacen falta Los
hidrógenos con protones ¿No? Y aquí en concreto Habría que ganar Más 5
electrones Aquí vemos que a la izquierda Faltan oxígenos Pues Una
molécula de agua ¿No? Veamos ¿Y cuántos hidrógenos tenemos a la
izquierda? Pues tenemos 3, 6 y 2, 8 Y al otro lado solo hay 4 Pues hay que
poner 4 protones ¿Qué hay que hacer aquí? Pasar de carga 0 a carga más
4 De carga 0 a carga más 4 Hemos de perder 4 electrones 4 electrones Ahora
¿Qué tendríamos que hacer? Multiplicar La primera semirreacción Por 4 Y
la segunda Por 5 Multiplicamos La primera por 4 ¿No? La segunda por 5
Aquí lo tenéis Por 4 y por 5 Y sumamos Y simplificamos Sumamos Y
simplificamos Vamos a ver ¿Qué podemos simplificar? Fijaos 20 protones Y
32 protones 20 32 Me quedan 12 5 aguas Aquí 16 11 aguas ¿Vale? Y Vamos a
poner la ecuación molecular Que está aquí arriba Y tenemos Los 4 de
permanganato de potasio Los 5 de etanol Y los 6 de sulfúrico ¿Por qué 6
de sulfúrico? Porque hay que colocar 12 hidrógenos 4 Del sulfato de
manganeso 5 del acido acético Y del agua 11 Pero si me quedo así Y no
miro nada más Veo que me faltan 4 potasios a la derecha Y además Azufres,
sulfatos Tengo 6 a la izquierda y 4 a la derecha Me faltan 2 SO4 Y 4
potasios Y por lo tanto, por eso ponemos Y hemos añadido ya antes
previamente El sulfato de potasio Si no lo hemos visto antes, lo vemos
ahora Esto es así Bien Indique la semirreacción de oxidación Y la de
reducción Lo hemos dicho, ¿no? La reducción es la ganancia de electrones
Y la oxidación la pérdida ¿Cuál es el agente oxidante y reductor De los
estados de oxidación Del permanganato de magnesio Y del sulfato de
magnesio ¿Cuál es el agente oxidante? El permanganato de potasio ¿Cuál
es el agente reductor? El permanganato Y el sulfato de magnesio Pues más 7
y más 2 Más 7 y más 2 ¿Vale? Ya dice Calcule el volumen De permanganato
de potasio 0,02 molar Necesario para oxidar 0,029 gramos de etanol Bueno Si
yo parto de 0,029 gramos de etanol ¿Qué tenemos que hacer? Unos moles de
etanol Después relacionar Los moles de etanol Con los moles de
permanganato 4 es a 5 ¿Sí? Y después aplicamos la molaridad Porque una
vez que tengo los moles De permanganato Sabemos que la disolución es 0,02
molar Necesito un litro De disolución de permanganato Por cada 0,02 moles
¿No? De KMnO4 Nos referamos a moles Hemos pasado de moles de etanol A
moles de permanganato Y después al volumen de disolución De permanganato
Que sale 25 ml Muy bien Vamos a seguir con otro ejemplo Dice, aquí tenemos
esta reacción global En medio ácido sin ajustar Que es metano Con
oxígeno molecular Para dar dióxido de carbono Y agua ¿Vale? Dice,
escribir las semirreacciones De oxidación y reducción correspondientes Y
ajustar la reacción Por el método y un electrón Indicando esta
oxidación del carbono En el metano y en el dióxido de carbono Bueno, pues
vamos a hacerlo con todos ¿No? Perdón Venga Más 1 por 4 Más 4 Por lo
tanto, este menos 4 Y por lo tanto, el carbono es menos 4 El oxígeno
molecular Esta oxidación 0 Menos 2 por 2 Menos 4 Más 4 Más 4 entre 1
Más 4 Oxígeno menos 2 Por 1 menos 2 Más 2 Más 2 entre 2 Más 1 Nos
damos cuenta que el carbono ha pasado De menos 4 más 4 Y el oxígeno
molecular De 0 a menos 2 ¿Vale? Vamos a escribir las semirreacciones CH4
CO2 Para dar CO2 Bien ¿Qué nos falta aquí? Nos faltan aguas a la
izquierda Por lo tanto Necesitamos Nos faltan oxígenos Necesitamos 2 de
agua ¿Vale? Y como hemos metido 4 protones Pues 4 protones a la derecha
Aquí A ver Un momentito, que no está bien esto Son 8 protones Disculpadme
Porque tenemos 4 hidrógenos del metano Y 2 de agua Ahora sí ¿Vale? Ahora
sí Entonces aquí tenemos que tener Menos 8 electrones ¿De acuerdo? Y la
de abajo Bueno, igualamos Bueno, podemos poner Si queréis un medio Un
oxígeno Y aquí más 2 protones Por lo tanto 2 electrones Más 2
electrones La segunda semirreacción La multiplicamos por 4 Y Hay que sumar
Nos damos cuenta Que los 8 protones y los 8 protones Se nos van a
simplificar Que al final me quedarán 2 aguas a la derecha Y tendremos CH4
Más 2 CO2 Flecha Para dar CO2 Y de agua sólo 2 Porque tengo 2 a la
izquierda y 4 a la derecha 2 de agua Ya tenemos, ¿no? Esto es igualado
Esta es la reacción de oxidación Y esta es la de reducción ¿Quién es
el oxidante? El oxígeno ¿Quién es el reductor? El metano ¿De acuerdo?
Fijaos en el estado de oxidación del carbono Que pasa de menos 4 a más 4
Se transfieren 8 electrones Bueno, aquí lo tenéis Está escrito ¿Y
después qué nos piden? Aquí nos piden Después La variación Si la
variación de energía libre de Gibbs Es menos 818 Para la combustión de
un mol de metano Determinar el potencial estándar Que podría generar La
pila de combustión Empleada en esta reacción Vale Bueno, pues Incremento
de G es Menos NFE Si sabemos incremento de G ¿No? Tenemos que despejar El
potencial Normal Que será menos incremento de G Partido NF ¿Vale? El
número de electrones transferidos Ojo, es 8 Y hay que ponerlo en julios
Incremento de G Sería menos 818 Por 10 elevado a 3 Julios Mol Julios mol
¿Vale? Y a partir de aquí sale Vemos 1,06 1,06 voltios ¿Vale? Bueno Y la
molécula de metano Es una molécula tetraédrica Esto lo hemos visto en su
momento Con los enlaces Tiene hibridación sp3 ¿Eh? Carbono, hibridación
sp3 Molécula tetraédrica Enlaces dirigidos En los vértices de un
tetraedro Una celda electrolítica Construida depositando Cloruro de sodio
fundido En un vaso de precipitados Y sumergiendo dos electrodos Inertos de
latino Se conecta a una fuerza externa De corriente 12 amperios Y funciona
durante 1 hora y media Ahora tenemos el proceso inverso Una celda
electrolítica Nuestra sustancia es El cloruro de sodio fundido Acordaros
que lo hemos visto antes Ahí experimentará El cloruro Pasará a cloro
molecular En uno de los electrodos de latino Y el sodio Hidrión sodio a
sodio metal ¿Vale? Y le aplicamos una corriente De 12 amperios durante 90
minutos Indicará un esquema Polo positivo Describir lo que tiene lugar En
cada electrodo ¿No? Y bueno, vamos a ver Lo primero que tenemos que saber
Es que este proceso Lo hemos visto antes Tiene un potencial negativo ¿Eh?
Porque aquí lo que estamos viendo Es que el ión sodio Va a reaccionar con
el ión cloruro Para dar sodio metal Más cloro gaseoso El potencial de
este proceso Es Menos 2,71 Menos 1,36 Esto es negativo Menos 4,07 voltios
¿Vale? Al menos hay que aplicarle ese voltaje ¿Vale? Entonces, ¿Qué es
lo que tiene lugar aquí? Bueno, pues El ánodo En el ánodo, mirad Una
celda electrolítica A diferencia de una pila Solo hay una diferencia Que
es que el cátodo Es el polo negativo Y el ánodo, el polo positivo Por lo
demás, es lo mismo En el cátodo tiene lugar la reducción Por lo tanto,
en el cátodo Tenemos Na más Más un electrón para dar Na En el ánodo
Tiene lugar la oxidación El cloruro Menos un electrón Para dar cloro gas
¿Vale? ¿Y cuál será la reacción global? La reacción global Es la suma
de estas dos ¿Vale? Lo hemos escrito antes En el Electrodo Donde se
deposita el sodio Es el polo negativo Que es el cátodo El donde se
deposita el cloro Se libera el cloro Es el polo positivo, el ánodo ¿De
acuerdo? Venga ¿Ahora qué más nos piden? Determina la cantidad de
producto Que se genera en cada uno de los electros De las celdas si se
trata De un gas, calcular el volumen En litros en condiciones normales En
el caso de un sólido Es pensarlo en gramos Es decir, con esa electricidad
Tenemos una intensidad Os diría que podemos aplicar Directamente esta masa
Esta fórmula M igual a Q Y por T Por el peso equivalente Partido de 96.500
Vamos a ver, en el caso del sodio De lión sodio A sodio metal Donde se
gana un único electrón El peso equivalente es El peso atómico Partido
por 1 En litros Y sale 15.4 gramos ¿Vale? ¿Y en el otro electrodo? Bueno
En el otro electrodo La masa sería I por T Por el peso equivalente ¿Y
cuál es la semirreacción? El cloruro menos un electrón Para dar medio de
cloro ¿No? ¿Y cuál sería el peso equivalente? O 71 partido por 2 O 35.5
¿Vale? 96.500 kilómetros Pero esto serían gramos de cloro ¿Me pide
volumen? Pues un mol Son 71 gramos de cloro Y Un mol De cloro 22.4 litros
de cloro ¿Eh? A 0 grados Y presión de 1 atmósfera Tenemos estas
condiciones Y veréis aquí que sale este resultado Que son 7,5 litros ¿De
acuerdo? Vamos aquí a este otro Dice Se construye una pila electroquímica
Con un electrodo de plomo Sumergido en una disolución de ion plomo
Sumergido en una disolución de ion hierro Ambas disoluciones Están unidas
por un puente salido Hay que dibujar el esquema de la pila Que el electrodo
sale como ánodo Como cátodo La rotación de la pila, la reacción global
Constante de equilibrio, energía libre Y después un cálculo
estequiométrico ¿No? Bueno Y después también me pide el potencial de la
pila Si las concentraciones no son Son otras diferentes ¿Vale? Otras
diferentes Mira, lo primero de todo ¿Cómo puedo saber cuál es el cátodo
o el ánodo? Pues ya habíamos comentado antes Este es menos 0,44 Y el del
plomo es menos 0,125 ¿Cuál es más grande? El del plomo Pues entonces de
entrada Tenemos claro Que el sistema es de ion plomo Más hierro Para dar
plomo Más hierro 2 más ¿De acuerdo? ¿Quién será el cátodo? El
sistema plomo 2 más plomo ¿Cuál será el ánodo? Hierro, hierro 2 más
¿Vale? El ánodo es el polo negativo El cátodo el polo positivo Aquí ya
tenemos el esquema Está un poco pequeñito Y, fijaos El ánodo a la
izquierda La semirreacción de oxidación El cátodo a la derecha La
semirreacción de reducción De manera que la reacción global Es la suma
De las dos semirreacciones ¿Vale? ¿Y cómo hacemos la anotación de la
pila? Pues, de hierro pasa hierro 2 más 0.1 molar Y de plomo 2 más a
plomo La doble barra quiere decir puente salino Y una barra sencilla Es un
cambio de fase Claro, de hierro A hierro 2 más El hierro es sólido Y el
hierro 2 más Es una cosa Y, entre paréntesis Las concentraciones ¿Vale?
¿Y cómo podemos obtener La E de esta pila? ¿Vale? Nos pide calcular La
constante de equilibrio Y la variación de energía libre Bueno,
tendríamos que haber comprobado Que Es positivo Que el potencial de la
pila ¿Cuál es el potencial de esta pila? En realidad ¿No? Veamos Es que
el potencial de esta pila Con estas concentraciones Es el potencial normal
de la pila Menos 0.059 Partido por 2 Logaritmo ¿De qué? De la
concentración De hierro 2 más Partido de la concentración De plomo 2
más Pero como es la misma Es 0.1 y 0.1 El coeficiente es 1 Y el logaritmo
de 1 es 0 Me queda que esto es igual Al potencial normal de la pila ¿No?
Que es lo que habíamos dicho Que impida El incremento de G ¿No? Pues,
¿Cuál es el incremento de G En las condiciones de la pila? El incremento
de G Es Menos nf Por el potencial de la pila Digo potencial normal de la
pila ¿Por qué? La parte de las concentraciones Ya directamente Podemos
decir que incremento de G Es igual a menos 2 Por 96500 Y por el potencial
de la pila Que es 0.315 Estos serán julios ¿Vale? Julios Ahora bien,
¿Cómo puedo obtener La constante de equilibrio? Bueno, pues Fijaos Aquí
lo tenemos Eso sería el incremento de G ¿No? A partir de la E de la pila
¿No? Y, ¿Cuál sería la constante de equilibrio? Mirad 0 es igual al
incremento de G0 Menos A ver Lo tenemos aquí La E de la pila Vamos a
hacerlo mejor con la E de la pila Será más fácil, ¿No? Fijaos Mirad La
E de la pila Es igual al potencial normal De la pila Menos 0.059 Partido
por 2 Logaritmo de Q En el equilibrio La E de la pila es 0 Y esta Q Es la
constante de equilibrio Entonces, 0 es igual Al potencial normal de la pila
Menos 0.059 Partido por 2 Logaritmo de K ¿Vale? Y la K La constante de
equilibrio Será 10 elevado A 2 Por la E de la pila Partido 0.059 ¿Vale?
Esta sería la constante de equilibrio Y pues, ¿Cómo sería el voltaje?
El voltaje Cuando ha circulado ¿No? 2700 K Fijaos Dice, calcular la masa
en gramos de metal Depositada en el cátodo Al estar funcionando 2700 K
¿Vale? Y también el potencial de la pila Si las concentraciones cambian
¿No? Vale ¿Cuánta masa se ha depositado Al circular 2700 K? La masa
depositada Es La carga que ha circulado Por el peso equivalente Partido
96.500 Estamos hablando del cátodo Que es el plomo Sería Q Por el peso
atómico del plomo Partido El número de electrones transferidos Que es 2
Partido 96.500 A partir de aquí sacamos La masa Que serían 2,9 gramos 2,9
gramos Y por último Nos piden El potencial de la pila Para unas
concentraciones Distintas a las anteriores Logaritmo ¿De qué? Pues arriba
tendríamos F2 más Y abajo PB2 más Porque la relación La reacción,
perdón La tenemos aquí Productos partidos reactivos Y un plomo ¿Vale?
Aquí tenemos todos los datos Y por lo tanto nos saldría El potencial de
la pila 0,311 Seguimos Dice De acuerdo con los siguientes casos 1 y 2
Indicar de forma razonada En qué caso se oxida En cada caso Qué metal se
oxida Las especies que actúan En una celda De hierro y sulfato de hierro Y
zinc y sulfato de zinc Entonces, ¿qué tiene lugar? ¿Qué es lo que está
pasando aquí? ¿Cómo puedo saber quién se oxida En esta reacción? Bueno
Vamos a ver El potencial El potencial de hierro 2 hierro Es menos 0,44
¿No? Y el potencial zinc Zinc 2 más zinc Es menos 0,76 ¿Vale? Menos 0,76
Entonces, ¿quién va a actuar como cátodo Y quién va a actuar como
ánodo? Actuará como cátodo Aquel que tenga el potencial de reducción
más grande Que es el hierro Es el hierro 2 más Más dos electrones Para
dar hierro Y el zinc Menos dos electrones Para dar zinc 2 más ¿No? De
esta manera El potencial de la pila Es Menos 0,44 Menos menos 0,76 Todo
esto es mayor que cero Entonces, ¿qué metal se oxida? Pues se oxida El
zinc ¿No? Vemos que se oxida el zinc Caso B Bueno, las especies que
actúan como oxidantes y reductoras ¿Qué son? ¿Qué es el oxidante? El
ión hierro Porque gana electrones ¿Qué es el reductor? El zinc Porque
pierde electrones ¿Cuál es la reacción global de ajustada? Pues ya
tenemos aquí La reacción Las dos semirreacciones ¿Y qué nos falta?
Sumarlas Fe2 más Más zinc metal Para dar Más zinc 2 más Ahora vamos al
segundo caso En condiciones estándar El hierro está en contacto con el
zinc En presencia de aire húmedo Claro, el potencial Del sistema Del aire
húmedo Este potencial normal Oxígeno molecular Iones Hidróxilo Es de
0,40 voltios Y después ¿A quién va a oxidar? Este sistema ¿Al hierro o
al zinc? El hierro es menos 0,44 Pero si el zinc tiene menor potencial de
reducción Como es el caso Va a reaccionar con el zinc Porque tendrá un
potencial global De la pila más grande 0,4 menos menos 0,76 Es más grande
que 0,4 menos menos 0,44 Entonces la reacción que va a tener lugar es El
oxígeno ¿No? Con el zinc Para dar OH- Y zinc 2 más ¿Vale? Habría que
igualar ¿No? Ese medio básico ¿Vale? 1 2 Voy a poner 4 Y 2 de agua ¿Eh?
He puesto el doble De grupos OH que necesitaba Para igualar el medio
básico Fijaos que tengo 2 a la izquierda Y a la derecha tenía 1 OH
Entonces necesitaba poner 2 Y en vez de 2 pongo el doble, 4 Porque tengo
que poner después aguas a la izquierda Que llevan oxígeno Y con 2 aguas
ya quedó igualado ¿Eh? ¿Cuántos electrones se ha transferido aquí?
Claro, no he escrito la semirreacción Aquí se transfieren 4 electrones Se
ganan 4 electrones Entonces la del zinc habría que multiplicar por 2
Bueno, todo eso lo tenemos aquí a continuación ¿No? Aquí abajo Vamos a
verlo aquí abajo Un poquito, eh, os estaba explicando El zinc pasa al zinc
2 más Y el oxígeno molecular pasa a OH- ¿No? Como en la del oxígeno se
transfieren 4 electrones ¿No? Tengo que multiplicar La primera
semirreacción del zinc por 2 Y así la reacción global Sería 2 de zinc
más O2 Más 2 de agua Para dar 2 de zinc 2 más Más 4 de OH- Esta sería
la reacción global El oxidante El oxígeno El reductor El zinc La
reacción global ya la tenéis Bien Vamos con este otro Dice que se
construye una pila galvánica ¿No? Empleando dos electronos Dos electrodos
Uno constituido por una lámina de cobalto En una disolución de nitrato de
cobalto 2 molar ¿Eh? El otro Estaría por una lámina de platino En una
disolución de cromo 3 1 molar Y dicromato de potasio 1 molar a pH 0 Ambas
Se conectan Con un puente salino Dibujar el esquema de la pila Estribir las
semirreacciones Y la reacción global que tiene lugar Y calcular La
variación de energía libre De Gibbs De dicho proceso Bueno Veamos aquí
abajo estos datos Fijaos Como el sistema dicromato-cromo Es más 1.33 Y el
cobalto 2 cobaltos Menos 0.28 Está claro que el Polo positivo El cátodo
Es el sistema dicromato-cromo 3 Más 1.33 voltios Y Con potencial negativo
¿No? El cobalto 2 cobalto Menos 0.28 Será el ánodo Donde tendrá lugar
la semirreacción de oxidación Veamos Ya lo hemos dicho El dicromato
Pasará a cromo Ojo para igualar esta semirreacción Lo primero hay que
igualar los cromos Vemos que hay dos cromos a la izquierda Con el dicromato
O le pongo un 2 delante del cromo 3 ¿Vale? Y para igualar Primero añado 7
aguas Para igualar los oxígenos Y después 14 protones 14 protones Para
igualar Los hidrógenos Todo ello nos lleva Nos lleva Una carga Más 12 a
la izquierda Fijaos 2 negativas y 14 positivas A más 6 De más 12 a más 6
Ganamos 6 electrones Y en el ánodo En el ánodo El cobalto, la
semirreacción de oxidación Pasa al cobalto 2 Pierde dos electrones Por lo
tanto para que el número de electrones ganados y perdidos Sea el mismo Hay
que multiplicar la segunda semirreacción por 3 Y ahora sumamos La sumamos
No hay nada que simplificar Salvo los electrones ¿Vale? ¿Y cómo podemos
calcular La variación de energía libre de Gibbs Y la fuerza electromotriz
De esta reacción Bueno La fuerza electromotriz No, como son todas
concentraciones Uno molar Será el potencial normal ¿Vale? El potencial
normal de la pila Sería el potencial del sistema Dicromato-cromo 3 Y menos
Del sistema cobalto 2 Cobalto ¿No? Positivo ¿Vale? ¿Y qué será el
incremento de G? Incremento de G Ojo Es menos NF Por el potencial normal de
la pila ¿Qué vale el número de electrones transferidos? 6 F es el
número de Faraday Y el potencial normal 161 ¿Vale? Saldrá este valor de
incremento de G En kilojulios ya transformado ¿Vale? Ahora que nos piden
más Ahora nos dicen Bueno, se modifica El esquema de la pila Y la lámina
de cobalto se sumerge En una disolución del nitrato de cobalto 10 elevado
a menos 3 molar Y la lámina de platino En una disolución de cromo 0,1 Y
cromato 0,045 Y pH 4 ¿Claro? La sirena aquí Bueno Entonces ¿Qué tenemos
que hacer aquí? Aplicar la ecuación de Ernest A partir de la ecuación
global De la reacción global Que es lo que tenemos aquí escrita O a
partir de las semirreacciones ¿No? Porque estas son las condiciones Las
condiciones ¿No? Entonces ¿Cuál sería la semirreacción De cada una de
ellas? ¿Vale? Es un simulacro Ahora Muy bien ¿Eh? Vale, vale Muy bien
Bueno, es un simulacro Y tenemos que parar la clase Pues bueno Esto ya Voy
a parar Y después ya seguiré ¿Eh?