Bien, pues buenas tardes. Empezamos una nueva sesión de química,
ingenieros y hoy nos toca trabajar electroquímica. Es confirmación de la
segunda parte de la sesión anterior que ya iniciamos las reacciones de
oxidación-reducción, reacciones-redox y ahora vamos a ver aplicaciones
como son las pilas, que son reacciones espontáneas en las cuales a partir
de energía química nosotros obtenemos electricidad. Después también
veremos el proceso de electrólisis, que es el proceso inverso que consta
que a partir de energía eléctrica nosotros podemos generar una reacción
química, obtenemos energía química. Bien. Las reacciones espontáneas,
como he dicho, se libera energía eléctrica a partir de energía química.
El criterio de espontaneidad de una reacción-redox es importante que lo
tengáis presente y se utiliza para justificar los problemas. Es este de
aquí, incremento de G es menos NF, el potencial normal de la pila, y esta
debe ser menor. Y para que esto sea menor que cero, porque N es el número
de electrones transferidos, F es el número de Faraday, ambos números son
positivos, la E de la pila ha de ser positiva para que incremento de G
negativo. Acordaos del tema de termodinámica, que el criterio de
espontaneidad era aquel tal que incremento de G es menor que cero.
Reacción espontánea, incremento de G igual a cero, equilibrio, incremento
de G mayor que cero, reacción no espontánea, no espontánea. ¿Vale?
Entonces las pilas y un gran número de reacciones-redox son reacciones
espontáneas porque la E de la pila o la E del proceso-redox global es
mayor que cero, y esto hace que incremento de G sea negativo. Sin embargo,
existen reacciones no espontáneas que producen reacciones químicas a
partir de energía eléctrica. Estas reacciones se llaman de electrólisis.
Bueno, nosotros sabemos que introducimos una barra de zinc en una
disolución de sulfato de cobre, se produce una reacción espontánea
precipitándose el cobre metal sobre el zinc y disolviéndose la barra de
zinc. El zinc se oxida, pierde electrones, acordaos de la semana pasada, y
el cobre, el ión cobre, se reduce ganando electrones. De esta manera
nosotros no podemos obtener energía eléctrica, pero si hacemos estas
reacciones de oxidación y reducción en recipientes separados, los
electrones circularán, podemos hacer que circulen por un cable eléctrico
conductor y a partir de aquí nosotros podamos obtener energía eléctrica.
Veamos, los electrodos, fijaos. Tenemos dos electrodos y se llaman así a
cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En
general, aunque puede haber también otros tipos de electrodos que no sean
de metales, sino que pueden ser de gases, tenemos algún ejemplo como el
electrodo de hidrógeno, tenemos dos electrodos siempre en una pila. El
ánodo, en el cual tiene lugar siempre la semirreacción de oxidación,
¿vale? Y el dióxido de carbono, que es el dióxido de carbono, es el
cátodo donde tiene lugar la semirreacción de reducción. En el ejemplo
anterior el zinc perdería electrones, los cedería al electrodo y pasaría
a ion-zinc y los recogería, esos electrones, el ion-cobre y se
depositaría como cobre metal. Después hablaremos... Aquí tenéis la
estructura de lo que se llama la pila daña. Aquí tenéis el ánodo, la
semirreacción de oxidación y a la derecha el cátodo, la semirreacción
de reducción. La reacción global sería la suma de ambas semirreacciones
y siempre la reacción global se tiene que... se tiene que cancelar,
¿vale? Si lo cancelamos, entonces tenemos que multiplicar el número de
electrones transferidos. Aquí se pierden dos, se ganan dos, la suma se
cancela. Si no fuese así habría que multiplicar las semirreacciones de
manera que el número de electrones transferidos fuese el mismo. Aquí en
este caso hay un tabique poroso que para mantener la electroneutralidad de
la diseducción... Claro, pensad una cosa que en este caso, aquí nosotros
lo que hacemos es generar ion-zinc a la izquierda. generamos carga positiva
y a la derecha disminuye la carga positiva, ¿lo veis? Entonces el anión
sulfato va a ir del cátodo al ánodo. El anión, el sulfato se dirige por
esta membrana al ánodo, el anión al ánodo siempre, en este caso es el
guión sulfato para mantener la electroneutralidad de la disolución y en
definitiva también cerrar el circuito. De todas formas muchas veces la
pila Daniel, que es la que estamos hablando aquí, que es de electrodo de
zinc y de cobre, aquí en lugar de estar sumergida en, bueno, estar
sumergida en sulfato de zinc y sulfato de cobre o en nitrato de zinc y en
nitrato de cobre, sería análogo, pero aquí tenemos tenemos, en lugar de
tener un tapique poroso, tenemos un puente salino, lo que se llama un
puente salino. Un puente salino, como veis, es un tubo en forma de U y
tiene en los extremos como un algodón o lana de vidrio y se llena de una
disolución concentrada de una sal que no interviene en la reacción redox,
en este caso nitrato de potasio. ¿Cuál es la función del puente salino?
Pues es muy importante, evita que se acumulen cargas del mismo signo en
cada semicelda, lo cual si se acumulasen separaría la reacción y entre
los dos electrodos se genera una diferencia potencial que se puede medir
con un voltímetro. Es que aquí tenemos una circulación de electrones que
van del ánodo al cátodo, esto siempre ocurre, el ánodo siempre lo
dibujamos a la izquierda, el cátodo siempre lo dibujamos a la derecha. El
ánodo es la semirreacción de oxidación, ahí tiene lugar, de zinc a zinc
2+, en el cátodo, entonces estos electrones se dirigen por un lío
conductor, se dirigen y pasan a través de esta resistencia, el voltímetro
está en paralelo en este caso, como siempre, y van a parar a la superficie
del cátodo. Y estos electrones que van a parar a la superficie del cátodo
son captados por el líon cobre depositándose el cobre metal. Esto sería
la semirreacción de reducción. Nos damos cuenta que aquí aumenta la
carga positiva en el ánodo porque aparece el líon zinc y a la derecha
disminuye la carga positiva porque aparece el líon cobre. Entonces, ¿qué
le pasa a estos iones del electrolito del puente salino? Pues que el anión
se dirige siempre al ánodo para mantener la electroneutralidad. Y el
catión, que es el ión potasio, se dirige siempre al cátodo para mantener
la electroneutralidad de la disección. Entonces, el puente salino tiene
una doble función, cerrar el circuito y mantener la electroneutralidad de
la disolución. ¿Cómo se representamos la pila anterior, que es la pila
Daniel? Pues el ánodo siempre se representa en primer lugar y escribimos
la semirreacción del ánodo separando por una barra si hay un cambio de
fase, como el zinc es sólido y la disolución de sulfato de zinc es una
disolución acuosa, ponemos una barra. ¿De acuerdo? Y ponemos zinc, que es
la disolución de sulfato de zinc, y la disolución sólido, porque está
en estado sólido, barra sulfato de zinc acuoso. Normalmente después
también se pone la concentración de la disolución. Normalmente, si no me
dicen lo contrario, será una disolución no molar, que estaría trabajando
en condiciones estándar. ¿Qué quiere decir la doble barra vertical? Pues
es un puente salino, es el puente salino, siempre un puente salino
representado con dos rodales verticales. Y a la derecha ponemos la
semirreacción que tiene lugar en el cátodo del ión cobre, en este caso
forma de sulfato de cobre acuoso. Que también sería uno molar, si no nos
dicen lo contrario, que pasaría a cobre metal. Y ponemos una barra
vertical que se deposita. Insistimos en el ánodo la semirreacción de
oxidación, en el cátodo la semirreacción de reducción. Aquí tenéis
distintos tipos de pilas comerciales, ¿no? Bien, simplemente como
curiosidad en estos momentos. ¿Vale? Veremos algunos ejemplos en
problemas, ¿no? Cuáles son las semirreacciones. Bien, las pilas producen
una diferencia potencial, que se mide a través de un voltímetro, ¿no? Y
que esta diferencia potencial se puede considerar que es igual a la
diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la
conforman. Es decir, la E de la pila sería igual al potencial de
reducción del cátodo menos el potencial de reducción del cátodo. Es
decir, el potencial de reducción del ánodo. Donde el incremento de G,
¿no? Esta reacción, ya lo hemos dicho al principio, es menos NF por la E
de la pila. Cada semirreacción tendrá un potencial de reducción. Y como
para que la reacción sea espontánea, la E de la pila ha de ser positiva,
siempre se ha de cumplir, siempre se ha de cumplir, es importante que el
potencial de reducción del cátodo sea igual a la E de la pila. Y que el
potencial del cátodo ha de ser, el potencial de reducción del cátodo ha
de ser mayor que el potencial de reducción del ánodo. ¿Vale? Bien. Vamos
a seguir hablando un poco más del potencial de reducción. Bueno, aquella
especie química que tenga un mayor potencial de reducción, ¿no? Que
tenga más tendencia a reducirse, es decir, que sea más oxidante, ¿no?
Que sea más oxidante, pues será el polo positivo de mi reacción redox o
de mi pila. El que tengamos cada, el que tengamos de una especie química,
tengamos, la reacción tenga lugar en un sentido u otro, dependerá de los
electrodos que nosotros estemos enfrentando, de los elementos, de los
metales, de los iones, ¿no? Que estemos nosotros enfrentando. ¿Qué
especie química se va a reducir? Pues siempre la química. ¿Qué especie
química se va a reducir? Pues la química que tenga el potencial de
reducción más grande de las dos. Esto es importante que lo tengamos
claro. ¿Vale? Ahora bien, ¿cómo podemos determinar experimentalmente los
potenciales de reducción de, de, por qué es electrodo? Pues tomando de
referencia un electrodo. En concreto se ha tomado de referencia el
potencial de reducción del electrodo de hidrógeno. Del electrodo de
hidrógeno se ha tomado de referencia, por convenio, para una
concentración uno molar, ¿no? Uno molar de protones y una presión de
hidrógeno de una atmósfera. Esta sería la semirreacción de reducción,
¿no? Como veis, ¿no? Que ya tenemos aquí abajo, ¿sí? Cero, potencial
de reducción cero. De manera que si nosotros montamos pilas con distintos
electrodos, ¿no? Sí, con distintos electrodos, aquellos en los cuales se
comporten esos electrodos como experimentan la reacción de reducción
tendrán un potencial positivo. Y aquellos que al enfrentarse con el
hidrógeno se comporten realizando la semirreacción de oscilación
tendrán un potencial negativo. Ahora lo explicaré más detenidamente.
Simplemente decir que el electrodo de hidrógeno está formado, ¿no? Por
una lámina de platino en la cual se burbujea hidrógeno a una presión de
una atmósfera y tenemos una disolución de ácido clorhídrico normalmente
uno molar. Aquí tenéis una tabla de valores de potenciales de reducción.
Fijaos que el cero está aquí el hidrógeno. Todos estos electrodos que
están, que tienen un potencial de reducción positivo, tienen más
tendencia a reducirse que los protones a hidrógeno. Mientras que todas
aquellas especies químicas que tienen un potencial de reducción negativo
tienen menos tendencia a reducirse que el hidrógeno. Es decir, si nosotros
enfrentamos un sistema protón-hidrógeno con un sistema
níquel-dos-níquel, el que se va a reducir es el protón, ¿no? Y el que
se va a oxidar será el níquel. Pero si enfrentamos la plata... el sistema
Ag más Ag con el sistema H más H2, el que se va a reducir es la plata. No
hay que aprender sistema de memoria porque siempre en las pruebas, en los
tests, en los exámenes nos dan de datos los potenciales de reducción de
cada sistema. Vale, entonces todos aquellos metales, ¿no?, que tengan un
potencial de reducción menor que cero van a reaccionar con el sistema
níquel-dos-níquel. ¿Vale? Eso tenemos que tenerlo presente. Ya lo he
comentado antes con los electrodos que habéis visto en la tabla. Por lo
tanto, eso hace que el zinc sí reaccione con el clorhídrico pero que el
cobre no reaccione. ¿Vale? De acuerdo. El zinc, como veis aquí abajo,
reacciona con los protones. ¿Por qué? Porque tiene un potencial negativo.
¿Vale? Menos cero setenta y seis. Sin embargo el cobre no porque tiene
más tendencia a reducirse. Aquí tenéis un esquema, ¿no?, de cómo se
determina el potencial de reducción del sistema cobre-dos-más-cobre y
zinc-dos-más-zinc. Miremos primero el de la izquierda. Aunque lo hemos
puesto normalmente cuando se describe una pila siempre por convenio se pone
a la izquierda el ánodo y a la derecha el cátodo. Aquí... Cuando hacemos
el experimento y no sabemos qué va a ser el cátodo del ánodo hemos
dibujado a la derecha siempre el electrodo de hidrógeno. Fijaos cómo es
el esquema del electrodo de hidrógeno. Tenemos un filamento de platino,
ahí tenéis un tubo invertido donde le hacemos incidir hidrógeno a una
presión de una atmósfera, una disolución acuosa de clorhídrico 1 molar,
¿no?, un puente salino y al otro lado tenemos el electrodo de cobre.
¿Vale?, el electrodo de cobre. Bueno, ¿qué pasa? Que nosotros podemos
comprobar experimentalmente que la masa del electrodo de cobre aumenta con
el tiempo. Aumenta con el tiempo. O si queréis, que en la disolución de
la derecha se va acidificando porque aumenta la concentración de protones.
Al descubrir esto, nosotros estamos viendo que el electrodo de la izquierda
está actuando como cátodo y que el ión cobre se está reduciendo.
¿Vale? Depositando sobre el metal, sobre la barra metálica y tiene lugar
la asimilación de reducción. Y a la derecha lo contrario, la asimilación
de oxidación ánodo menos. Entonces el potencial, fijaos, el potencial de
esta pila, estamos hablando de potenciales normales, en condiciones
estándar, presión, una atmósfera, temperatura 298 Kelvin y
concentración 1 molar de las especies químicas iónicas. El potencial de
esta pila, un cerito, sería el potencial de la reacción del cátodo, que
es de cobre 2 más a cobre menos del ánodo H más H2. Como se toma cero de
referencia este y esto mide 0.34, entonces el potencial normal del cobre 2
más cobre es 0.34. Y voy a la derecha, a la derecha quien se reduce es el
hidrógeno. Luego el potencial de esta pila, de la derecha, sería el
potencial normal del sistema H más H2 menos el potencial normal del
sistema Zn2 más Zn, que es donde tiene lugar la asimilación de
oxidación. ¿Cómo he comprobado esto? Pues yo puedo comprobar que la masa
de la barra de zinc disminuye, si está en la posición de la barra de
zinc, está disolviendo, o que está aumentando el pH porque disminuye la
concentración de protones. Como esto es cero, resulta que la E de la pila
es igual a menos el potencial normal del Zn2 más Zn. Y como esto es 0.76
voltios, el potencial normal del zinc es menos 0.76. Es el signo menos que
hay ahí, ¿no? Seguimos. Bueno, aquí vamos a ver esta reacción. A ver si
esta reacción es espontánea. ¿Realmente el cloro, cuando yo lo enfrento
al yoduro, el cloro se reduce y el yoduro se oxida? Pues vamos a ver si
esto es verdad, ¿no? Es decir, la reacción de reducción sería la del
cloro-cloruro, ¿no? Que es lo que veo en la reacción global de arriba. Y
la de oxidación, la asimilación de oxidación, que sería el hipotético
ánodo en mi sistema, sería yoduro-ayolo. Bueno, ya sabemos que para que
sea espontánea la aerodinámica. La e de la pila debe ser mayor que cero.
Esto es importante porque los ejercicios que suelen caer, todas estas
cositas de pilas, hay que justificar. Y esto es lo que justificamos. Hay
que cumplirse que la e de la pila es mayor que cero porque el incremento de
g es menos nf por la e de la pila. Esto hay que saberlo. Estas fórmulas,
esto es importante para justificar, ¿vale? Entonces, tenerlo presente,
¿eh? Tenerlo presente. Entonces, la e de la pila Y luego esta reacción es
espontánea y efectivamente las moléculas de cloro tienen más tendencia a
reducirse que las de yodo. Y esta reacción que hay escrita aquí arriba en
el ejemplo tiene lugar de manera espontánea. Espontánea. Veamos con este
otro. Dice, una pila consta de un electrodo de magnesio en una disolución
de nitrato de magnesio. Y una pila consta de un electrodo de plata en una
disolución de nitrato de plata. ¿Qué electrodo actúa de cátodo y de
grano? ¿Cuál será el voltaje de la pila? Bueno, hay que tener los datos
de los potenciales de reducción. Ya os he dicho que siempre eso va a ser
un dato. Vamos a la biografía, miramos la tabla, podemos ir al libro que
están ahí todos los potenciales de reducción y tenemos que el sistema Ag
más Ag es más 0,80. El sistema Mg2 más Mg es menos 2,37. Bueno, está
claro que el que tenga mayor potencial de reducción va a ser el que va a
actuar como cátodo. El electrodo que va a tener la semirreacción de
reducción. Fijaos que estoy muy sistemático, ¿vale? Entonces el ión
plata-plata va a ser la semirreacción de reducción, ¿no? Y el ánodo,
¿no? Tendremos la semirreacción de oxidación, ¿vale? De Mg a Mg2 más,
¿de acuerdo? Vamos a hacer los cálculos, la ley de la pila es el cátodo
menos el ánodo. Y efectivamente nos sale 3,17. Es decir, efectivamente
esta pila va a funcionar de manera que el electrodo de plata va a actuar
como cátodo por lo positivo y el electrodo de magnesio va a actuar como
ánodo por lo negativo. Bueno, aquí de la siguiente tabla de potenciales
normales de reducción, fijaos, ¿no? Exhibe el nombre de la forma reducida
del oxidante más fuerte. ¿Qué es el oxidante más fuerte? El que tiene
el potencial de reducción más grande, que es el cloro. Entonces la forma
reducida es el Cl-. Ya sé que está aquí la solución, pero bueno, Cl-
sería un cloruro. Un catión que pueda ser oxidante y reductor. ¿Qué
quiere decir que un catión sea oxidante y reductor? Pues que puede ganar y
perder electrones. Una especie química oxidante es aquella que experimenta
la semirreacción de reducción. Una especie química reductora es aquella
que experimenta la semirreacción de reducción. Como puede ser el estaño
2+, que puede ganar o perder electrones para pasar de estaño 4 a estaño
0, puede actuar como oxidante y como reductora. Un catión, ¿eh? Vamos
aquí con un catión. Ahora, un anión que puede ser oxidante y reductor.
Bueno, pues ¿quién puede ganar y perder electrones aquí? Pues tenemos
aquí el ión clorato, porque proviene del perclorato a clorato o del
clorato a clorito, ¿no? Es el único, ¿eh? Un anión que puede ser
oxidante y reductor. ¿Quién más puede ganar y perder electrones? Pues,
bueno, aquí no tenemos el paso de sulfato a sulfito, luego es el único en
este caso, ¿eh? Solo tenemos esto. Pero si tuviésemos el paso de sulfito
a sulfato y de sulfito a sulfuro, ya lo tenemos, podría ser. Escriba y
ajuste las semirreacciones que se dan espontáneas entre especies de la
tabla que correspondan a una oxidación de un catión por un anión. Una
oxidación de un catión por un anión. Vale. Tenemos un anión, que puede
ser, ¿no? Y un catión. La oxidación de un catión quiere decir perder
electrones. Pues el catión, el único que puede perder electrones es el
estaño 2+, y cualquiera de los que estén arriba, por encima del estaño,
podría ser el sulfato, el sulfito, el hipoclorito, el perclorato, ¿no?
Todos ellos, ¿eh? Podrían, digamos, realizar la oxidación de este
catión, ¿no? Bueno, el sulfato no porque es 0.15 y sería 0, pero el
sulfito es 0.23, este es 1.16 el clorato, hiperclorato 1.19. Aquí lo
tenéis. Y una reducción de un catión por un anión. La reducción de un
catión, que podría ser el cobre o el estaño, ¿no? Y una reducción de
un catión por un anión. Un anión que experimente la semirreacción de
oxidación, ¿vale? Claro, este es el catión, el cobre, 0.35, pues 0.23,
podría ser este. Bueno, seguimos. Bueno, antes de hablar de la
electrólisis, permitidme que os quería comentar, introducir la ecuación
de Nernst. Aquí está. La ecuación de Nernst describe cómo el potencial
de un electrodo, de una célula electroquímica, depende de la
concentración de los reactivos y productos, ¿eh? Y también cómo depende
de la temperatura y de cómo está igualada la reacción, es decir, del
número de electrones transferidos. Nosotros nos puede interesar, y de
hecho se pide en las pruebas, determinar potenciales de pilas en
condiciones diferentes a las estándar. Recordemos que hemos dicho antes
que en condiciones estándar supone temperatura 25 grados centígrados y
concentraciones de las especies iónicas 1 molar. Desde el momento que
tengamos concentraciones de las especies iónicas diferentes a 1 molar, no
podemos, no podemos, tenemos que aplicar esta ecuación de Nernst, ¿vale?
No podemos calcularlo directamente como E0, ya no estoy en esas
condiciones. Es más, a partir de aquí también podemos determinar cómo
se puede calcular la constante de equilibrio de una reacción P2. Esta es
la ecuación de Nernst en general. Vamos a ver lo que es cada letra. E0 es
el potencial estándar, E0 sería el potencial estándar. Aquí ya veis la
concentración, presión, temperatura. R es la constante universal, T la
temperatura absoluta y N es el número de moles de electrones transferidos,
es decir, el número de electrones transferidos. La constante de Faraday y
Q es el cociente de reacción. El cociente de reacción, que claro, os
pongo un ejemplo. Si esto es Cu2+, más Zin para dar Cu2+. Más Zin2+, el
cociente de reacción será la concentración de ion Zin partido la
concentración de ion cobre. ¿Vale? La relación de concentraciones de las
especies químicas que están a la derecha partido las que están a la
izquierda. Bueno, si nosotros nos encontramos a 25 grados centígrados,
esta ecuación se simplifica. Sustituimos la R por 8,31. Sustituimos, lo
pasamos del logaritmo neperiano al logaritmo decimal. El número de Faraday
lo sustituimos por 96.500 Coulombios, que es una constante. Nos queda esta
expresión E igual a Z0 menos 0,059 partido por N. Este 0,059,2 es muy
habitual. Aparece en muchos problemas, en muchos problemas con pilas de la
ecuación de Nernst. Es muy habitual encontrarse en los libros, en muchos
sitios, esta ecuación. Y sí, ojo, siempre dividido por N, siendo N el
número de faraday. El número total de electrones transferidos. Recordad
que el número de electrones transferidos ganados y perdidos ha de ser
siempre el mismo. Bien, si nosotros nos encontrásemos en una situación en
que quisiéramos determinar una constante de equilibrio a través del
potencial normal, fijaos, podría ir aquí. Lo que tenemos que hacer en el
equilibrio, la E es igual a 0 en el equilibrio. La E es 0, entonces si
vamos con la E0, ¿no? Si quieres pongo la fórmula como estaba antes de
sustituir, menos RT partido NF logaritmo neperiano de K. Si nosotros
despejamos de aquí el neperiano, el N, ¿no? El neperiano aquí vemos,
vale, nos queda el neperiano de K igual a NF partido RT o despejando
elevando K elevado a esa expresión. Bien, que lo queremos poner en
función del 0,059, pues igual. Igualamos esto a 0 y despejamos, ¿no?
Cuando ponemos E igual a 0, en vez de Q ya se pone K, de constante de
equilibrio. Eso es lo importante, ¿eh? Importante para hacer ejercicios,
¿de acuerdo? Y a partir de aquí, pues despejamos la K, ¿no? La K, tanto
de una manera como de otra, ¿eh? Bueno, ¿cómo se calcula esta K? Pues
bueno, a partir de la E de la celda, ¿no? Del K todo menos el ánodo, se
establece el número total de electrones transferidos y simplemente es
aplicar esta fórmula. Tanto con el número E o con 10, ¿eh? Y también
con, ¿eh? No es muy habitual utilizar la ecuación de abajo, ¿eh?
Inferior. Aquí tenéis un ejemplo, ¿no? Fijaos en esta reacción de, que
ya hemos comentado previamente, el ion cover se reduce, el zinc se reduce,
el zinc se reduce, el zinc se reduce, el zinc se reduce, el zinc se oxida,
esta es la reacción global, este sería el potencial, ¿no? 1,1. Si
aplicamos los valores de las constantes vistas anteriormente, aquí no he
sustituido por el 0,59, sino que lo hemos hecho con la fórmula original,
¿no? Y me sale una constante del orden 10 elevado a 37. ¿Qué quiere
decir una constante tan grande? Que la reacción está desplazada hacia la
derecha, ¿eh? Totalmente desplazada hacia la derecha. Una constante de
equilibrio del orden 10 elevado a 37, ¿qué quiere decir? Que la reacción
está desplazada hacia la derecha, ¿eh? Está desplazada hacia la derecha.
¿De acuerdo? Bien. Esto era este inciso antes de entrar con la
electrólisis y vamos a empezar a hablar de la electrólisis. Cuando la
reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si del
exterior se suministra el electrón y se suministra energía eléctrica,
¿vale? Antes hemos visto el ejemplo, ¿no? Del electrodo de magnesio,
¿no? Y con el electrónico. El electrodo de cobre, ¿no? Que tenía un
voltaje de 3,17. Si nosotros, si nosotros le aplicamos externamente un
voltaje de 3,17 voltios por encima de 3,17 voltios con la polaridad
adecuada, nosotros podemos hacer que la reacción inversa sea espontánea,
¿eh? Eso es lo que tiene la electrólisis. Además se utiliza la
electrólisis y tiene una gran aplicación en la industria para obtener
metales a partir del sales utilizando la energía como fuente de, ¿no? La
electricidad como fuente de energía. De hecho, la electrólisis del agua,
¿no? Para obtener hidrógeno, el hidrógeno como combustible es, no es
más que un ejemplo, ¿no? De electrólisis, ¿no? A partir de energía
eléctrica, ¿no? Lo que pasa es que todo lo que se pretende es, lo que es,
es obtener hidrógeno verde. ¿Qué es el hidrógeno verde? La gente a
veces oye esa noticia de hidrógeno verde. Simplemente que está obtenido
mediante una energía renovable, ¿eh? Porque tener hidrógeno, evidente,
energía eléctrica con combustibles fósiles, para después obtener
hidrógeno y hacer, utilizarlo, ¿no? En reacciones para obtener energía,
energía, ¿no? Y hacer funcionar dispositivos, etcétera. Si ese
hidrógeno no ha sido obtenido a partir de energía renovable, pues no
tiene sentido, ¿eh? Bueno, entonces, bueno, depositado de hidrógeno
verde, ¿no? Se puede realizar, ¿no? Por ejemplo, aquí se llamaría
zincado, por ejemplo. Electrorefinado de cobre, purificar cobre, ¿no? Por
ejemplo, si tenemos cobre impuro en un lado y cobre aquí por energía
eléctrica, ¿no? Aquí tenemos un proceso de oxidación por una parte,
¿no? Y se va depositando cobre puro en el otro electrodo. En uno tiene
lugar la semirreacción. De oxidación, cuidado ahora, que siempre la
oxidación es el ánodo y siempre la reducción es el cátodo, pero cambia
la polaridad. Cambia la polaridad, ¿vale? Cambia la polaridad. El ánodo
ahora es el polo positivo y el cátodo es el polo negativo. El polo
negativo, ¿vale? ¿Sí? Los electrones van del ánodo al cátodo por el
circuito exterior. Veis que el electrón va al polo positivo de la batería
y el electrón sale del polo negativo de la batería, ¿vale? A la derecha
igual, ¿ves? Procesos de purificación. Aquí lo tenemos, vemos aquí la
diferencia que hay entre un esquema de una electrólisis a la izquierda y
una pila a la derecha. Fijaos como ánodo y cátodo, ¿no? Siempre ánodo y
cátodo a la izquierda, siempre polonio y cátodo a la izquierda. Por lo
positivo cátodo, la única diferencia es que en una pila el ánodo es polo
negativo y en una electrólisis el ánodo es el polo positivo. Fijaos, la
referencia es la única diferencia porque los electrones siempre van por el
circuito exterior del ánodo al cátodo. Fijaos la única diferencia que
hay. Importante. Bueno, aquí a partir de aquí se puede tener lo que se
llama la ecuación de Faraday que nos relaciona la masa depositada de un
metal o el volumen o la masa depositada de un gas en función de la
electricidad que circula. Mira, para depositar un mol de electrones
necesitamos noventa y seis mil quinientos coulombios que es un Faraday.
Para depositar un mol de electrones, ¿vale? Necesita un mol de electrones,
necesitamos un Faraday. Si yo necesito depositar dos moles de electrones,
porque yo puedo tener un metal divalente, ¿vale? Para depositar un mol de
cobre metal necesitaré dos moles de electrones porque necesito ganar dos
electrones. Entonces esta fórmula que tenéis aquí abajo en este recuadro
es muy interesante donde nos pone la masa depositada, ¿no? La masa
depositada de un metal en función de la masa equivalente del metal o peso
equivalente, es más correcto decir masa equivalente, de la carga que
circula que es intensidad por tiempo y si queréis en lugar de poner la
masa equivalente, porque la masa equivalente, ¿qué es la masa equivalente
o peso equivalente? La masa atómica partido el número de electrones
transferidos. De manera que, ¿cuál sería la masa equivalente por ejemplo
del H2? Pues mirad, es H más dos electrones para dar H2. Entonces, masa
atómica del hidrógeno, dos electrones transferidos, dos, es uno, ¿no? De
lión sodio más un electrón para dar Na más, la masa equivalente sería
la masa atómica que es 23 partido el número de electrones. Partido por
uno, 23 gramos por equivalente. Sin embargo, si es el cobre, como son dos
electrones, la masa equivalente sería 63,5 masa atómica partido por dos,
¿no? Tanto, es decir, hay que saber, o me calculo la masa equivalente
aparte o aplico la fórmula, ¿eh? Seguimos. Aquí tenemos un ejemplo,
dice, se realiza la electrólisis de una disolución de trigo de hielo
haciendo pasar una corriente de 10 amperios durante tres horas. ¿Cuánto
hielo se ha depositado? Fijaos, simplemente se aplica la fórmula que hemos
visto antes. Lo que hay que saber es que la reducción, ¿no? De hierro 3 a
hierro, hay que ganar tres electrones. Entonces, la fórmula, la más
equivalente del hierro en esta reacción redox, en esta reacción, ¿eh? En
esta reacción, se transfieren tres electrones. Luego, la masa equivalente
será la masa atómica partido por tres, partido por tres. Hay que ver
cuánto electrones se transfieren en esa semirreacción redox. Aquí hay
más ejemplos, ¿no? Y simplemente es aplicar las mismas fórmulas de
antes. No me voy a parar. En una se transfieren dos electrones, en otra
tres electrones y estamos aplicando. ¿Vale? Aquí dice, la figura
representa una acera que obtiene cloro mediante electrólisis, queremos
obtener cloro, ¿no? Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y
en el cátodo, señale cuál es la oxidación y cuál es la reducción. Si
la disolución inicial es de 7, si se modifica el pH. Y por eso obtiene
hidrógeno en lugar de sodio metal. Ah, la electrólisis de una disolución
de cloro de sodio da lugar a obtención del cloro en el ánodo y se obtiene
el hidrógeno en el cátodo, en lugar de obtener sodio. Es que la
electrólisis de cloro de sodio fundido sí que permite obtener sodio metal
y cloro. Pero cuando ya tiene una disolución de una cosa de cloro de
sodio, compite la oxidación, el dióxido de sodio y los protones. Para dar
hidrógeno. Y entonces es más favorable energéticamente que se libere el
hidrógeno por el potencial. Ahora lo veremos. Aquí tenéis las
inmediaciones de cloruro a cloro y en el cátodo de protones a hidrógeno.
Ánodo, ¿no? Por lo positivo, cátodo por lo negativo, ¿vale? ¿Qué
pasa? Que como se va consumiendo los protones, ¿no? El pH va aumentando,
¿no? ¿Vale? Esto hace que, bueno, que aumente la concentración de H-.
¿No? ¿Y por qué tiene lugar la reducción del protón a hidrógeno y del
ión sodio a sodio metal? ¿No? Porque se necesita menos voltaje externo
para hacer la reacción. Porque el potencial de reducción del hidrógeno
es cero y el potencial de reducción del ión sodio es negativo. Entonces
necesito menos potencial externo, ¿no? Para aplicar la reacción.
Necesitaría en concreto, fijaos que una pila con ión sodio y cloruro para
producir sodio metal y cloro son 4,07 voltios. Mientras que con el
hidrógeno solo serían 2,71. Que es el sistema cloro-cloruro, ¿no? Menos
2,71. Entonces, si yo aplico un potencial externo, ¿no? Evidentemente va a
competir la oscilación de los protones y la oscilación del sodio. ¿No?
Perdón, la reducción de los protones y la reducción del ión sodio. Y
por lo tanto se reducen los protones del medio que no el ión sodio. La
corrosión. Esto es muy importante. Hay un tipo de corrosión, de
preguntas. Miraremos otro día de hablar un poco también de este tema. El
hierro se oxida, ¿no? Esta reacción de reducción. El proceso de
oxidación del hierro se ve favorecida en medio ácido. Fijaos aquí cómo
compite con el oxígeno del aire y los protones que puede haber. Está
catalizada en medio ácido, ¿no? ¿Vale? Y fijaos que en una primera fase
se obtiene hierro 2 y después se obtendrá hierro 3, ¿no? En la gota de
agua esto está catalizado con el agua. El oxígeno con la humedad, ¿no?
Se favorece la corrosión del hierro y a su vez está favorecida en medio
ácido. ¿Cómo se protegen las tuberías de acero o el hierro? Pues una
forma de prevenir la corrosión, una de ellas es incorporar un electrodo de
sacrificio ánodo, ¿no? Consiste en soldar una tubería de hierro a un
trozo de magnesio, ¿no? Y ahí tiene lugar, como el magnesio tiende a
oxidarse más fácilmente que el hierro, compite con esa reacción y queda
así protegida. Esta es un poquito la comparación de lo que es una pila
galvánica y una célula electrolítica. Como ya lo he explicado antes, voy
a pasar rápido y nos vamos a poner ya los ejercicios, ¿no? O leeroslo si
queréis, aquí está resumido el funcionamiento de una pila galvánica y
una célula electrolítica. Y veis la única diferencia, como hemos dicho
antes, que es la polaridad, la polaridad del ánodo y del cátodo, ¿no?
Pensad que en una se obtiene una energía eléctrica y en otra hay que
suministrar energía eléctrica, ¿eh? Pero lo que es el ánodo del
cátodo, la semirradicción, la oxidación y reducción coinciden, ¿de
acuerdo? Aquí lo tenéis, diferencias y analogías. Una relación que yo
creo que os puede ayudar para entenderlo. Permitidme que ya nos pongamos a
hacer... Bien, aquí tenemos... Un momentito... Bien, de aquí... Vale.
Este es del 22-23. Quería abriros... Os he abierto esto, pero antes
quería abriros... Un momentito... A ver, ¿dónde está? Aquí. Aquí.
Pues ahora puedo abrir esto. Estas son de las preguntas del año pasado,
¿no? De exámenes IDP del año pasado, que habían numerosas. La semana
pasada estuvimos viendo las clases de la Universidad que eran de relaciones
redosas. Permitidme que ahora veamos aquí las que son de pilas y
electrólisis. Que yo estoy en el examen de febrero, ¿no? Dice para
realizar la electrólisis de medio litro o 0,51 litros de una disolución
acosa de nitrato de plata, se aplica esta corriente durante este tiempo,
nos pide la concentración de ion plata a la disolución final. Ojo, ¿qué
tenemos que hacer? Pues lo que tenemos que hacer es determinar primero la
concentración inicial, los moles iniciales que tenemos de ion plata, ¿no?
¿Cómo? Esto es disolución. Es multiplicando la molaridad por el volumen.
Y tengo 0,199 moles de ion plata en primer lugar, ¿vale? Después, ¿qué
puedo hacer? Determinar la masa depositada de plata, que será lo que
habrá disminuido, lo que habrá desaparecido de ion plata. ¿Cómo? Con la
fórmula de las leyes de Faraday. La masa depositada es más equivalente,
¿no? Y T partido 96.500. Ojo, aquí la semirreacción solo se transfiere
un electrón. Lo que pasa es que la masa equivalente coincidiría con la
masa atómica partido por uno. ¿De acuerdo? Y lo tenemos a continuación,
¿sí? La masa, bueno, la masa partido de la masa atómica sería el
número de moles que se depositan, si queremos calcularlos, ¿no? También.
Aquí lo tenemos, 0,046 moles son los que se depositan. A mí no me piden
qué masa se deposita de plata, que sería lo fácil, o los moles. Me piden
cuál es la concentración final de ion plata. Hablemos un poco más de
ficticio. Pues tengo que restar, ¿no? Los moles iniciales menos los moles
que se depositan, dividido por el volumen, tendré la nueva concentración
de ion plata. Ya veis, ¿vale? Entonces las cosas parecen muy sencillas.
Aquí está la solución que dio el equipo Cente. Este ya lo vimos la
semana pasada. Es de igualar, de redos, con esta geometría importante, que
como podéis ver, ¿vale? Esta también la estuvimos viendo la semana
pasada, ¿vale? Ahora nos quedan uno o dos más, ¿eh?, de esta, de
electrólisis. Aquí. ¿Vale? Venga. Dice esto que yo también en el examen
de septiembre del año pasado. Y me dice, si quiero llevar a cabo los
siguientes procesos químicos, obtener bromo a partir bromuro y obtener
iones plata a partir de plata metal. Y se dispone de yodo, del sistema
yodo-yoduro. Y de cloro-cluro, ¿no? Y los potenciales de reducción,
¿no?, son los que aparecen aquí. Aquí los valoran al percentaje. Es
decir... Queremos, ¿no?, obtener bromo molecular a partir de bromuro.
Bromo molecular a partir de bromuro. ¿Bien? Bueno, pues si queremos
obtener bromo molecular a partir de bromuro... ¡Bien! Eh... ¿Qué tengo
que utilizar? Pues tengo que utilizar un electrodo, un sistema que tenga un
potencial de reducción más grande que el sistema bromo-bromuro. ¿Y cuál
es? ¿El yodo o el cloro? El cloro. El cloro es el que se podría utilizar
para que la reacción tenga lugar de manera espontánea. Para que una
reacción sea espontánea, este es el criterio, ya lo hemos dicho, voy a
insistir que cada vez que hagamos un ejercicio y tengamos que justificar,
hay que razonar un poco, hay que poner esta... lo mínimo, yo creo que es
suficiente. Entonces, queremos que el bromuro pase a bromo y que la plata
pase a plata más. Esto lo tenemos que hacer o bien con el cloro o bien con
el yodo. Ya hemos dicho que ambas reacciones tendrán lugar cuando se
enfrenten a un oxidante mayor, ¿no? Mayor. ¿No? El mayor que tiene el
sistema bromo-bromuro y plata, viaje más, solo es el sistema, solo lo
cumple el sistema cloro-cloruro. No sé por qué aquí he puesto
yodo-yoduro, es un error, ¿eh? Pero después está bien hecho, ¿eh? El
sistema cloro-cloruro son los que tienen mayor. De hecho, aquí lo tenemos,
sistema cloro-cloruro, potencial de 0,2 voltios. Y el sistema
cloro-cloruro, ¿no? Con la plata, ¿no? También. Y aquí sale 0,56
voltios. Aquí tenéis la solución también del equipo docente. Y bueno,
seguimos. Esta la hicimos la semana pasada. Esta la vamos a recordar.
Determinar si una reacción redox cuya constante de equilibrio es este
puede ocurrir de forma espontánea. Bueno, incremento de g es menos rt, lo
que es el mínimo de k, ¿no? ¿Qué pasa aquí? Que si yo aquí
sustituimos, ¿no? Ya lo hemos comentado. Ya lo hemos comentado también en
el tema de termoquímica. Con esta constante de equilibrio, incremento de
g, ¿no? Vemos que incremento de g es positivo. Por lo tanto, no es
espontánea. Esta ecuación, esta reacción química estará totalmente
desplazada hacia la izquierda. Tenemos muy poca cantidad de producto.
Fijaos que la constante es 10 elevado a menos 17. Este sí que cayó el
año pasado, en la PET del año pasado. En la PET2, ¿no? Y dice aquí,
calcula el potencial de una célula. La célula galvánica formada por un
electrodo de hierro, que es una disolución de hierro 2, y un electrodo de
plata, ¿no? Que es una disolución de ion plata 0.12 molar. ¿Te das
cuenta cómo el potencial del sistema AG más AG es 0.8 voltios y de hierro
2 más hierro es menos 0.44? ¿Cuál va a actuar como cátodo en esta pila?
Potencial de reducción. ¿O lo positivo? El sistema AG más AG. ¿El que
tiene el potencial de reducción? Más. Más grande. 0.80 es más grande
que menos 0.44. Y por lo tanto, aquí hemos escrito la semirreacción de
reducción. Aquí la semirreacción de oxidación. Ojo. Para escribir la
reacción global, como el número de electrones transferidos en una es 1 y
otra es 2, multiplico la de la plata por 2. De manera que de esta manera
puedo escribir correctamente la reacción global. Eso hay que hacerlo
siempre. Fijarnos, si el número de electrones es diferente, hay que
multiplicar las semirreacciones de manera que el balance global, ¿no? Que
el balance global sea de electrones ganados y perdidos, será el mismo. Por
lo tanto, el potencial normal de esta pila, el normal para unas
concentraciones 1 molar, sería de 1,24. ¿Vale? Que sería la resta del
potencial del sistema AG más AG, ¿no? Menos el potencial normal del
sistema de reducción de hierro 2 más hierro. Esto sale 1,24. Ahora bien,
si yo tengo concentraciones diferentes, ¿no? Lo que hago es aplicar la
ecuación de Nes. ¿Os acordáis que hace un momentito os he puesto la
ecuación de Nes? También hace un momentito hemos hablado de esta
ecuación ya sustituida en función del 0,059, ¿no? ¿Vale? ¿Y Q qué es?
La relación de concentraciones que tenemos de cada especie iónica. Q
sería la concentración de ión hierro, 2 más partido la concentración
de ión plata al cuadrado. Fijaos que el número de detectores transferidos
es 2, ¿no? Aquí tenemos estas concentraciones y lo que tenemos que hacer
es sustituir por los datos del enunciado y tenemos un potencial que ha
variado, ha subido ligeramente a 1,248. La forma de representar esta pila a
la izquierda sería siempre el ánodo, fijaos, aunque no me lo piden, es
muy complicado, que a veces se pide, a la derecha el cátodo. Fijaos cómo
ponemos una raya en diagonal para separar lo que son estas fases, el
sólido del hierro o de la plata con respecto a la disolución. Dos barras
para indicar el puente salino y cuando tenemos iones que están en
concentraciones distintas a uno molar, indicamos su concentración. Bien,
este ya estaría, bueno, aquí lo tenéis todo, ¿eh? ¿Vale? Yo creo que
es interesante que lo tengáis, quizá todo bien explicado, ¿no? y sale lo
mismo que estaba en la anterior página. Vamos a cambiar el archivo y nos
vamos a poner en los ejercicios de estas características que hay en otro
archivo T9, aquí está, 24-25, he modificado el archivo de la semana
pasada, aunque este lo abrí la semana pasada y ahora de este archivo vamos
a hacer, a ver, reacciones que son de pilas también y de electrolisis.
También os digo que aquí os tengo explicado, fijaos que tiene 110
páginas este archivo. Hay muchos ejercicios que han salido en exámenes
anteriores y en PECS. Un archivo de un tema que tiene tantas páginas que
os va a entender a vosotros. Ha salido mucho. Salen muchas preguntas en
exámenes y en PECS de este bloque de electroquímica de reacciones redos,
no pilas y electrolisis. Es decir, es difícil pensar que en un examen en
una PECS no haya o un problema de redos con estequiometría, o un problema
de pilas y o un problema de electrolisis o cuestiones. Es decir, es
prácticamente casi fijo que desde el bloque algo tiene que salir. Incluso
muchas veces están saliendo reacciones redos con estequiometría o pilas.
El problema de tres puntos y medio sea de esta parte. Bueno, no siempre.
Aquí tenemos una pila galvánica que salió está formada por iones plata
y iones hierro en concentraciones equimoleculares. ¿Qué quiere decir
concentraciones equimoleculares? Que tiene la misma concentración de
hierro dos que de hierro tres. Ajuste las semirreacciones que tienen lugar
en la pila así como la reacción global indicando anón y cátodo de la
pila. ¿No? Determine la concentración de iones plata necesaria para que
la pila resultante tenga la E cero. Muy bien. Pues vamos allá. Fijaos como
en la P ya me están dando los potenciales de reducción. ¿Lo veis, no? Es
importante. Tenemos E, tenemos exámenes. Y la R, el valor de R por si no
nos acordamos del 0,082 también. Bien, 0,059. Perdón. Ya vemos cuál es
el polo positivo, la ion plata, el cátodo y el ánodo sería el sistema
hierro dos, hierro tres. ¿De acuerdo? Ánodo, ecuación de Nernst aquí la
aplicaríamos, tendríamos la reacción global que la teníamos escrita
anterior. ¿No? Esta es la reacción global. ¿Vale? Concentración de
iones a la derecha partido de concentración de iones de la izquierda.
¿No? Como la relación es equimolecular de hierro dos y hierro tres, se
simplifica. ¿Vale? Y a partir de aquí no sé si me he dejado algo.
Perdonadme. Ah sí, me piden cuál debe ser la concentración de plata para
que el potencial resultante sea cero. Pues igual a cero y despejo la
concentración de plata, 0,311. ¿Vale? ¿Y qué va a dar la constante de
equilibrio? Pues aplicamos las fórmulas que ya hemos visto antes en la
teoría. Debo tenerlo como k elevado a e menos nf partido de rt, o si
queréis como 10 elevado a n 0,059. 0,0592 ¿No? Era como queráis
vosotros. Aquí tenéis la solución del equipo docente. Y bueno. Es lo
mismo. Lo tengo explicado de forma diferente. Bien, otro problema que cayó
en el 2022-2023. Indique la opción que considere correcta justificando la
respuesta. El proceso redox entre oxígeno molecular y ion cloruro en medio
ácido. Vamos a ver. Oxígeno molecular ¿No? Con ion cloruro. Y oxígeno
molecular ¿No? Tiene un potencial de reducción, al pasar agua, de 1,23.
De 1,23. De oxígeno a agua, aquí tenéis la asignación redox 1,23. Y de
cloro a cloruro, 1,35. Vamos a ver. ¿El proceso redox entre oxígeno y ion
cloruro es espontáneo? Bueno. La reacción global si multiplico la
asignación de abajo por 2, me da igual. Y tengo que el potencial global es
negativo. Porque estamos diciendo que se reduce el oxígeno y se oxida el
cloruro a cloro. Y eso me genera un potencial negativo. Luego esto es no
espontáneo. Esa es la contestación. ¿Por qué? Si la pila es negativa,
el incremento de G sería positivo y sería no espontáneo. ¿De acuerdo?
Aquí tenéis también la explicación. Este lo hemos hecho antes. Ha
caído 2 años. No vamos a insistir más. Este es un problema que os
recomiendo. Es de Redox con cálculos estereométricos. No lo expliqué el
otro día, pero me queda muy poco tiempo y hay que hacer alguna cosa más
de electrólisis. Os sugiero esclarecidamente que hagáis los ejercicios
sobre todo de los últimos años de esta página porque os va a ayudar
mucho para preparar la prueba. Si podemos al final en las últimas clases
que tengamos realizaremos algunos ejercicios más desde aquí porque son
muy interesantes porque así repasamos también cálculos estereométricos.
¿De acuerdo? En este archivo no hemos visto ninguno. Aquí. Bueno, este es
un problema que cayó. Un proceso de electrólisis. La electrólisis del
crudo de calcio fundido puede obtenerse calcio. Si queremos obtener un
metal a partir de una sal tiene que ser siempre de la sal fundida. Nunca de
una disolución acuosa porque si es una disolución acuosa compite la
reducción de los protones del agua y siempre es más favorable reducir el
protón del agua que cualquier metal alcalino o alcalinotérreo. Porque
tiene potenciales negativos. Ojo. Estaría hablando de metales que tienen
potenciales negativos. Escribir la reacción que tiene lugar en el ánodo
del cátodo así como la reacción global es un esquema de la celda.
¿Cuál es el polo positivo o negativo? Esto lo hemos visto ya, pero bueno
ya lo hemos comentado. Ión calcio reducción cátodo polo negativo ion
cloruro oxidación ánodo la reacción global fijaos sería el cloruro de
calcio se descompone para darnos calcio metal en el cátodo cloro gas en el
ánodo. ¿Vale? Considerando que el rendimiento es del 72% calcule los
gramos de calcio y los litros de cloro que se desprende a 270 escribe y una
homófera si se hace pasar una corriente de 6500 amperios durante dos
días. Muy bien, pues ese tiempo de dos días son 28 horas, hay que
pasarlos en segundos. Esto lo podemos hacer con la fórmula o de antes o
bien con factor de conversión. Aquí lo he hecho con factor de conversión
para calcular directamente pero se puede hacer porque fijaos voy a aplicar
la fórmula de antes que hemos visto aquí os lo he contado para que
sepáis otro método la masa depositada sería la masa equivalente por I
por T partido de 96500 coulombios Aquí la masa equivalente en ambos casos
si lo quisiéramos hacer así sería la masa atómica partido por 2 porque
se está refiriendo a esos electrones. Otra forma de hacerlo es decir yo
voy a calcular en este tiempo cuantos moles de electrones se han
transferido, porque yo sé que para depositar o para transferirse un mol de
electrones necesito 96500 coulombios y estos serían los moles de
electrones transferidos. Yo sé que necesito dos moles de electrones por
cada mol de calcio un mol de calcio son 40 gramos como el rendimiento es
del 72% yo sólo obtendré el 72% de calcio y ya está ¿vale? Podría
hacer lo mismo con los moles de electrones sacar los moles de cloro y aquí
como pide volumen de cloro en unas condiciones de presión y temperatura
tendría que aplicar la ecuación de las gases ideales una vez obtenido
este volumen o antes, me da igual porque los factores no alteran al
producto final tendría que aplicar que el rendimiento del proceso es del
72% y sólo se obtiene el 72% de litros de cloro ¿de acuerdo? Bueno, aquí
tenéis la explicación está resuelto también por el equipo docente ¿no?
Bien, ya por último razones si los iones, me da tiempo a más si los iones
níquel 2 podrán oxidar al cromo en su estado metálico puro a iones cromo
3, sabiendo que los potenciales de reducción son estos ver qué reacción
es espontánea aquí, me dice si los iones níquel 2 podrán oxidar al
cromo puro a el níquel 2 tiene que pasar a níquel se tiene que oxidar, se
tiene que reducir níquel 2 a níquel y me dice enunciado que este
potencial vale menos 0.25 y el cromo, del cromo a cromo 3 más nosotros
sabemos que el sistema cromo 3 más cromo cuidado el sistema cromo 3 más
cromo es de 0.74 voltios el sistema níquel 2 más níquel es menos 0.25
está claro que aquí, para calcular si esta reacción es espontánea tengo
que calcular el potencial de la pila o el potencial del proceso redox que
sería el potencial de lo que es el polo positivo menos el polo negativo
¿quién actúa aquí como polo positivo de la reducción? el níquel menos
0.25 menos el del cromo menos 0.74 esto es negativo al ser negativo, menos
0.99 esto es un potencial negativo únicamente de eje positivo y esta
reacción no es espontánea esta reacción que nos está diciendo aquí no
es posible nunca el níquel 2 más bueno en estas condiciones estándar
podrá oxidar al cromo el proceso inverso sí el ion cromo podrá reducirse
a cromo metal y oxidar el níquel a níquel 2 más el proceso inverso sí
pero a este proceso no muy bien pues hasta aquí hemos llegado muchas
gracias