1
00:00:16,050 --> 00:00:22,170
Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES

2
00:00:22,170 --> 00:00:27,210
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases

3
00:00:27,210 --> 00:00:32,929
de la unidad 10 dedicada a la segunda parte del estudio de las reacciones de reducción oxidación.

4
00:00:36,659 --> 00:00:49,030
En la videoclase de hoy estudiaremos la electrolisis. En esta videoclase vamos a estudiar

5
00:00:49,030 --> 00:00:54,450
los procesos de electrolisis. Aquí tenemos, podéis leer una definición algo más formal,

6
00:00:54,450 --> 00:01:00,109
pero en esencia para nosotros un proceso de electrolisis va a ser un proceso redox inverso

7
00:01:00,109 --> 00:01:05,310
al que ocurre en una pila voltaica. Para poder ver la comparación aquí tenemos una vez más la pila

8
00:01:05,310 --> 00:01:10,170
de Daniel, la pila de zinc-cobre. A la izquierda tenemos representado el electrodo de zinc, es

9
00:01:10,170 --> 00:01:15,530
donde ocurría la asimilación de oxidación, el ánodo de la pila, y era la fuente de electrones.

10
00:01:15,790 --> 00:01:21,489
Estos electrones circulaban por un conductor externo espontáneamente y penetraban en el

11
00:01:21,489 --> 00:01:26,030
eléctrodo de cobre, que era donde ocurría la asimilación de reducción y decíamos que era el

12
00:01:26,030 --> 00:01:31,349
cátodo de la pila. Este proceso era espontáneo, no teníamos que hacer nada, y incidentalmente,

13
00:01:31,469 --> 00:01:35,450
si nosotros insertáramos un voltímetro, veríamos que la diferencia de potencial que está moviendo

14
00:01:35,450 --> 00:01:42,829
los electrones desde el ánodo hacia el cátodo tiene un valor de 1,10 voltios. Este proceso

15
00:01:42,829 --> 00:01:48,090
redox es espontáneo. El proceso inverso también es un proceso redox, pero ya no sería espontáneo,

16
00:01:48,090 --> 00:01:53,510
sería un proceso forzado. Un agente externo, nosotros desde fuera, tendríamos que realizar

17
00:01:53,510 --> 00:01:58,730
un trabajo, un trabajo eléctrico. ¿Cómo? Pues insertando aquí una fuente, una diferencia

18
00:01:58,730 --> 00:02:04,430
de potencial externa, una fuerza electromotriz, lo que aquí hemos denominado una fuente de

19
00:02:04,430 --> 00:02:10,050
corriente continua en la definición. Así pues, lo que estaría ocurriendo si lo que

20
00:02:10,050 --> 00:02:16,569
tuviéramos es el proceso inverso, es que el equivalente al electrodo de cobre ya no

21
00:02:16,569 --> 00:02:22,150
albergaría la asimilación de reducción sino la de oxidación. Ahora sería el ánodo de lo que sería

22
00:02:22,150 --> 00:02:28,370
el sistema redox. Los electrones circularían en sentido contrario y estarían entrando lo que

23
00:02:28,370 --> 00:02:33,789
sería el equivalente al electrodo de zinc, donde ahora ya no ocurriría la asimilación de oxidación

24
00:02:33,789 --> 00:02:38,770
sino la de reducción. Ya no sería el ánodo sino el cálculo de este sistema.

25
00:02:38,770 --> 00:02:47,710
nosotros tenemos que conectar para que la corriente circule en sentido contrario el polo positivo de

26
00:02:47,710 --> 00:02:55,289
esta fuerza esta fuerza electromotriz externa a el equivalente al electrodo de cobre y su polo

27
00:02:55,289 --> 00:03:02,550
negativo a lo que sería el equivalente al electrodo de zinc puesto que este polo positivo atraería a

28
00:03:02,550 --> 00:03:07,090
los electrones de otra forma que la circulación de electrones tendría este sentido y por otro

29
00:03:07,090 --> 00:03:13,490
lado, este polo negativo lo que haría sería hacer de equivalente a fuentes de electrones que entrarían

30
00:03:13,490 --> 00:03:19,770
dentro de lo que sería el electrodo de zinc. Estoy diciendo lo que sería el electrodo porque cambia

31
00:03:19,770 --> 00:03:25,009
un poco la terminología. Puesto que no tenemos una pila voltaica, ya no vamos a hablar de electrodo

32
00:03:25,009 --> 00:03:33,569
y electrodo, sino que, vamos a pasar a la siguiente página, vamos a hablar en lugar de pila voltaica,

33
00:03:33,569 --> 00:03:38,729
vamos a hablar de cuba electrolítica y en lugar de electrodos vamos a hablar de celdas

34
00:03:38,729 --> 00:03:46,210
electrolíticas. Lo que estaba comentando anteriormente, cátodo como lugar donde ocurre

35
00:03:46,210 --> 00:03:50,949
la asimilación de reducción y ánodo como lugar donde ocurre la asimilación de oxidación,

36
00:03:51,669 --> 00:03:57,530
esa terminología, ese paralelismo se va a mantener. El electrodo donde ocurre la asimilación

37
00:03:57,530 --> 00:04:01,430
de reducción se llama cátodo y la celda electrolítica donde tiene lugar la asimilación

38
00:04:01,430 --> 00:04:06,210
de reducción también se llama cátodo. Igualmente con el electrodo donde ocurre la asimilación de

39
00:04:06,210 --> 00:04:11,009
oxidación se llama ánodo. Celda electrolítica donde ocurre la asimilación de oxidación también

40
00:04:11,009 --> 00:04:19,290
se llama ánodo. Pero cuidado porque cambian los polos. Nosotros llamábamos polo positivo al cátodo,

41
00:04:19,889 --> 00:04:26,089
polo negativo al ánodo. Pues bien, cuando nosotros conectemos la fuente de diferencia de potencial,

42
00:04:26,089 --> 00:04:31,750
la fuerza electromotriz externa en la cuba electrolítica para producir el proceso redox

43
00:04:31,750 --> 00:04:39,009
forzado, tenemos que conectar el polo positivo de la fuente externa al ánodo y el polo negativo

44
00:04:39,009 --> 00:04:44,769
al cátodo. Cuidado porque aquí la terminología sí cambia. Insisto, cátodo donde ocurre la

45
00:04:44,769 --> 00:04:49,569
asimilación de reducción independientemente del proceso, ánodo donde ocurre la asimilación de

46
00:04:49,569 --> 00:04:54,750
oxidación igualmente independientemente del proceso, pero llamaremos polo positivo y negativo

47
00:04:54,750 --> 00:04:59,529
al cátodo y al ánodo en el caso de procesos redox espontáneos en las pilas, o sea, en

48
00:04:59,529 --> 00:05:04,850
los electrodos, y va a ir cambiado, vamos a llamar polo positivo al ánodo y polo negativo

49
00:05:04,850 --> 00:05:09,870
al cátodo en los procesos redox forzados en las celdas electrolíticas que van a formar

50
00:05:09,870 --> 00:05:16,399
las cubas electrolíticas. Con carácter general, como habíamos visto en la videoclase anterior

51
00:05:16,399 --> 00:05:22,240
hablando de pilas voltaicas, es bastante común que tengamos los dos electrodos separados

52
00:05:22,240 --> 00:05:26,779
físicamente, de tal forma que tengamos dos electrolitos distintos que estén unidos por un

53
00:05:26,779 --> 00:05:31,819
puente salino. Así que comúnmente en las pilas voltaicas vamos a tener dos electrolitos, por

54
00:05:31,819 --> 00:05:36,259
oposición a las cubas electrolíticas, donde nosotros tendremos siempre un electrolito con

55
00:05:36,259 --> 00:05:42,639
carácter general. En las pilas voltaicas el proceso redox que ocurre es espontáneo, por

56
00:05:42,639 --> 00:05:47,620
oposición a lo que ocurre en el caso de las cubas electrolíticas. El proceso se caracteriza por no

57
00:05:47,620 --> 00:05:55,120
ser espontáneo. Cuando nosotros calculábamos la fuerza electromotriz que nosotros podríamos medir

58
00:05:55,120 --> 00:06:01,019
en una pila utilizando la diferencia de potencial entre lo que iba a ser el cátodo y el ánodo,

59
00:06:01,240 --> 00:06:06,939
nosotros veíamos que si la pila estaba bien formada, la diferencia de potencial, la fuerza

60
00:06:06,939 --> 00:06:13,199
electromotriz debía ser positiva. Pues bien, si nosotros proponemos una cierta pila y comprobamos

61
00:06:13,199 --> 00:06:17,500
que la fuerza electromotriz que mediríamos con el cátodo y el ánodo que hemos supuesto fuera

62
00:06:17,500 --> 00:06:23,519
negativa. El proceso no es espontáneo. El proceso que nosotros estamos describiendo no va a ser el

63
00:06:23,519 --> 00:06:28,180
que ocurra en una pila voltaica, pero sí podría ser el que ocurriera en una cuba electrolítica.

64
00:06:28,279 --> 00:06:35,240
Lo vamos a ver más adelante. En esencia, en una pila voltaica nosotros lo que hacemos es transformar

65
00:06:35,240 --> 00:06:39,300
energía química, que es la que ocurre en la reacción redox, en energía eléctrica, que nosotros

66
00:06:39,300 --> 00:06:44,279
podemos aprovechar poniendo una impedancia, una bombilla, lo que quiera que sea, en el circuito

67
00:06:44,279 --> 00:06:50,199
externo por el que circulan los electrones. En una cuba electrolítica lo que ocurre es un

68
00:06:50,199 --> 00:06:54,560
proceso inverso. De otra forma que nosotros lo que estamos haciendo es transformar energía

69
00:06:54,560 --> 00:06:59,740
eléctrica a través de la fuente de diferencia de potencial o la fuerza electromotriz externa que

70
00:06:59,740 --> 00:07:06,540
necesitamos conectar al circuito externo en energía química, en el proceso redox que va a ocurrir en

71
00:07:06,540 --> 00:07:14,790
su interior. Vamos a seguir abundando en analogías y diferencias entre una pila voltaica y una cubeta

72
00:07:14,790 --> 00:07:19,529
electrolítica echando un vistazo a estos dos esquemas. A la izquierda tenemos la representación

73
00:07:19,529 --> 00:07:25,370
esquemática de una pila voltaica. A su izquierda tenemos el ánodo, el electrodo donde tiene lugar

74
00:07:25,370 --> 00:07:30,449
la asimilación de oxidaciones, la fuente de electrones de la pila. Los electrones abandonan

75
00:07:30,449 --> 00:07:35,970
la pila y circulan por este conductor externo y penetran dentro del cátodo. El cátodo es el

76
00:07:35,970 --> 00:07:41,029
lugar, el electrodo, donde tiene lugar la asimilación de reducciones, el sumidero de electrones de la

77
00:07:41,029 --> 00:07:47,670
pilar. Lo que está ocurriendo con este proceso redox espontáneo es que se está transformando

78
00:07:47,670 --> 00:07:52,769
energía química dentro del proceso redox en energía eléctrica que a su vez en esta bombilla

79
00:07:52,769 --> 00:07:58,329
se va a transformar en energía luminosa, siendo la clave que se está transformando energía química

80
00:07:58,329 --> 00:08:04,829
en energía eléctrica. Hemos puesto el polo positivo en el cátodo y el polo negativo en el ánodo porque

81
00:08:04,829 --> 00:08:10,529
estamos pensando en que cargas de igual signo se repelen y cargas de distintos signos se atraen,

82
00:08:10,529 --> 00:08:16,110
De tal forma que si los electrones tienden a abandonar el ánodo es porque el ánodo tiene carga negativa, le hemos puesto el polo negativo.

83
00:08:16,910 --> 00:08:23,350
Mientras que si los electrones tienden a entrar dentro del cátodo es porque el cátodo tiene carga positiva, le hemos puesto el polo positivo.

84
00:08:24,410 --> 00:08:34,009
En este caso, la separación física entre los dos electrolitos es mediante esto que está aquí representado, que es una membrana semipermeable.

85
00:08:34,549 --> 00:08:50,710
Las membranas semipermeables se caracterizan porque permiten el paso del disolvente, las moléculas de agua pueden pasar de uno a otro electrodo, pero no de los iones, de tal forma que la disolución de la izquierda sigue siendo distinta a la disolución de la derecha, a pesar de que las moléculas de agua puedan pasar de uno a otro lado.

86
00:08:51,350 --> 00:08:57,450
Eso es lo que produce esta membrana semipermeable, la separación física entre los dos electrodos que habíamos comentado anteriormente.

87
00:08:57,929 --> 00:09:03,370
A la derecha lo que tenemos es la representación esquemática de una cubeta electrolítica.

88
00:09:03,370 --> 00:09:14,570
Aquí tenemos un único electrolito, no hay membrana semipermeable. Lo que tenemos es el disolvente, agua y una disolución de iones, la que quiera que sea, que va a ser común para ánodo y cátodo.

89
00:09:15,690 --> 00:09:25,490
También tenemos representado a la izquierda el ánodo. Es el lugar donde ocurre la asimilación de oxidación y del ánodo abandonan los electrones.

90
00:09:25,490 --> 00:09:38,830
Ahora el proceso ya no es espontáneo, sino que es forzado. Los electrones no abandonan espontáneamente el ánodo, sino que necesitamos un agente externo que lo que haga sea arrancarlo. Es un proceso forzado en el cual arranque los electrones del ánodo.

91
00:09:38,830 --> 00:09:59,990
A la derecha tenemos representado el cátodo. Va a seguir siendo el lugar donde tiene lugar la similación de reducción. Sigue siendo el sumidero de electrones. Lo que ocurre es que ahora los electrones no van a entrar en el cátodo de una forma espontánea, sino que necesitamos un agente externo que produzca forzadamente este proceso. Ahora los electrones son inyectados dentro del cátodo.

92
00:09:59,990 --> 00:10:08,289
Ya no fluyen espontáneamente del ánodo al cátodo, como en la pila bavoltaica, sino que son arrancados del ánodo para ser inyectados en el cátodo.

93
00:10:09,330 --> 00:10:19,809
El agente externo que tenemos que insertar aquí para que produzca este proceso es esa fuerza electromotriz externa, esa fuente de diferencia de potencial,

94
00:10:19,809 --> 00:10:25,929
que está aquí representado como directamente un transformador, un generador de corriente continua

95
00:10:25,929 --> 00:10:33,110
que a su vez hemos conectado a un circuito externo puesto que la energía la tenemos que obtener de un circuito externo.

96
00:10:33,110 --> 00:10:38,690
Aquí de corriente continua, perdón, de corriente alterna que va a ser transformada en corriente continua dentro de este transformador

97
00:10:38,690 --> 00:10:44,429
con una diferencia de potencial que tiene que ser superior a la del proceso espontáneo

98
00:10:44,429 --> 00:10:49,330
y conectando los polos en sentido contrario al que correspondería el proceso espontáneo.

99
00:10:49,809 --> 00:10:54,610
De tal manera que ahora lo que vamos a hacer es conectar el polo positivo de esta fuerza

100
00:10:54,610 --> 00:11:00,990
electromotriz externa al ánodo y el polo negativo de esta fuerza electromotriz externa al cátodo,

101
00:11:01,929 --> 00:11:07,970
pensando en que este polo positivo es el que va a atraer a los electrones que van a ser

102
00:11:07,970 --> 00:11:13,889
arrancados del ánodo. Y al mismo tiempo vamos a pensar que el polo negativo de esta fuerza

103
00:11:13,889 --> 00:11:19,450
electromotriz, es la que va a repeler y va a inyectar los electrones dentro del cátodo. Así

104
00:11:19,450 --> 00:11:26,049
que, insisto, la terminología ánodo, lugar donde tiene lugar la asimilación de oxidación, y cátodo,

105
00:11:26,049 --> 00:11:33,129
donde tiene lugar la asimilación de reducción, sigue siendo la misma. En los electrodos, que van

106
00:11:33,129 --> 00:11:38,049
a formar una pila voltaica, en las celdas electrolíticas, que van a formar una cubeta

107
00:11:38,049 --> 00:11:45,830
electrolítica. Cambian la terminología de los polos, polo negativo, ánodo, polo positivo, cátodo, en el

108
00:11:45,830 --> 00:11:51,470
caso del proceso espontáneo, en la pila voltaica, pero polo positivo en el ánodo, polo negativo en

109
00:11:51,470 --> 00:11:57,389
el cátodo, en el caso del proceso forzado que ocurre dentro de una cubeta electrolítica. Aparte

110
00:11:57,389 --> 00:12:02,529
de eso, vamos a tener en mente que en general en una pila voltaica va a haber dos electrolitos

111
00:12:02,529 --> 00:12:07,149
separados, uno el que corresponda al electrodo que es al ánodo, el otro que corresponda al

112
00:12:07,149 --> 00:12:10,529
todo que es al cátodo, mientras que con carácter general en una cubeta

113
00:12:10,529 --> 00:12:15,330
electrolítica vamos a tener un único electrolito, una única disolución que va

114
00:12:15,330 --> 00:12:17,850
a ser común tanto para el ánodo como para el cátodo.

115
00:12:19,309 --> 00:12:23,149
El primero de los procesos de electrolisis que vamos a estudiar es el

116
00:12:23,149 --> 00:12:27,129
caso de la electrolisis de una sal fundida, que es uno de los casos más

117
00:12:27,129 --> 00:12:32,570
sencillos. Si nosotros lo que hacemos es introducir en la cuba electrolítica un

118
00:12:32,570 --> 00:12:36,909
compuesto iónico, aquí en este ejemplo lo que tenemos es cloruro de sodio, le

119
00:12:36,909 --> 00:12:42,970
damos energía en forma de calor y lo fundimos, en este caso lo que estamos consiguiendo es que los

120
00:12:42,970 --> 00:12:48,129
iones, cationes y aniones, dejen de ocupar posiciones fijas en esa red cristalina y adquieran

121
00:12:48,129 --> 00:12:53,309
movilidad. Pues bien, si hacemos pasar una cierta corriente eléctrica con la diferencia de potencial

122
00:12:53,309 --> 00:12:58,610
adecuada, la que correspondería a la diferencia entre los potenciales estándar de reducción,

123
00:12:59,250 --> 00:13:04,350
lo que podemos conseguir es que, como veis aquí, en el cátodo se produzca la reducción de los

124
00:13:04,350 --> 00:13:10,570
iones positivos y en el ánodo se produzca la oxidación de los iones negativos. En el cátodo,

125
00:13:10,730 --> 00:13:15,149
en el caso del ejemplo del cloruro de sodio, lo que tendríamos es que los cationes de sodio

126
00:13:15,149 --> 00:13:21,789
ganarían electrones reduciéndose formando la sustancia pura sodio, que estaría en estado

127
00:13:21,789 --> 00:13:28,149
líquido dado que esto está ocurriendo a elevadas temperaturas. Por otro lado, los aniones cloruro,

128
00:13:28,149 --> 00:13:34,750
lo que podrían hacer es ceder electrones, se estarían oxidando, unirse entre sí por parejas

129
00:13:34,750 --> 00:13:42,389
y formar dicloro en estado gaseoso. Así pues, lo que nosotros estaríamos observando es que el metal

130
00:13:42,389 --> 00:13:48,309
en el cátodo formaría la sustancia pura líquida debido a la alta temperatura y si baja la temperatura

131
00:13:48,309 --> 00:13:54,029
en estado sólido y el no metal lo que va a formar es el correspondiente compuesto que aquí sería la

132
00:13:54,029 --> 00:14:00,259
molécula diatómica. El siguiente proceso electrolítico que vamos a estudiar es la

133
00:14:00,259 --> 00:14:05,320
electrolisis del agua. Lo que vamos a hacer en este caso, como veis en esta imagen, es introducir

134
00:14:05,320 --> 00:14:10,700
dentro de la cuba electrolítica agua pura y lo que vamos a hacer es conectar los extremos de los

135
00:14:10,700 --> 00:14:15,539
bornes a una diferencia de potencial que sea superior a 0,4 voltios, que se corresponde con

136
00:14:15,539 --> 00:14:21,259
la diferencia entre los potenciales estándar de reducción de las sustancias que pueden oxidarse

137
00:14:21,259 --> 00:14:26,259
y reducirse aquí que son los hidrones y los hidróxidos que provienen del equilibrio iónico

138
00:14:26,259 --> 00:14:33,559
del agua. Ya recordaréis de las unidades anteriores hablando de procesos ácido-base que el agua se

139
00:14:33,559 --> 00:14:38,179
encuentra disociada de forma espontánea en hidrones e hidróxidos. Pues bien, estas son las sustancias

140
00:14:38,179 --> 00:14:43,860
que van a poder reducirse y oxidarse. ¿Quiénes? Bueno, pues los hidrones son los que van a poder

141
00:14:43,860 --> 00:14:48,799
captar electrones para reducirse y esta va a ser la semirreacción que ocurre en el cátodo. Los

142
00:14:48,799 --> 00:14:53,580
hidrones captarán electrones para formar moléculas de dihidrógeno. Por otra parte,

143
00:14:53,799 --> 00:14:57,620
en el ánodo se producirá la oxidación de la sustancia que puede ceder electrones,

144
00:14:57,700 --> 00:15:04,539
que son los hidróxidos, y la semitación de oxidación de los hidróxidos lo que va a

145
00:15:04,539 --> 00:15:10,840
producir es dioxígeno y agua. Así pues, si nosotros lo que hacemos es, como he dicho antes,

146
00:15:11,200 --> 00:15:16,460
conectar una diferencia de potencial superior a 0,4 voltios en agua pura, lo que vamos a observar

147
00:15:16,460 --> 00:15:22,779
es que en el cátodo burbujea hidrógeno mientras que en el ánodo burbujea oxígeno, puesto que la

148
00:15:22,779 --> 00:15:28,960
reacción global que observamos es precisamente esa, que el agua se va a descomponer en oxígeno e

149
00:15:28,960 --> 00:15:36,029
hidrógeno. El último proceso electrolítico que vamos a estudiar corresponde al electrolisis de

150
00:15:36,029 --> 00:15:41,370
una sal disuelta en agua y tenemos que ser cuidadosos con este tipo de procesos porque

151
00:15:41,370 --> 00:15:46,690
se diferencia de los dos anteriores en que hay varios candidatos para reducirse y varios

152
00:15:46,690 --> 00:15:52,269
candidatos para oxidarse y no todas las reacciones de oxidación posibles van a transcurrir ni todas

153
00:15:52,269 --> 00:15:57,549
las de reducción van a transcurrir en una primera instancia. Vuelvo hacia atrás para comparar lo que

154
00:15:57,549 --> 00:16:02,090
teníamos anteriormente con lo que tenemos en este preciso instante. Cuando hablábamos de la

155
00:16:02,090 --> 00:16:06,429
electrolisis de una sal fundida, lo que teníamos dentro de la cuba electrolítica era únicamente

156
00:16:06,429 --> 00:16:13,529
la sal fundida. Teníamos únicamente los cationes que provenían de la sal y los aniones que provenían

157
00:16:13,529 --> 00:16:19,169
de la sal. Y aquí, ¿qué reacción de oxidación y qué reacción de reducción iba a ocurrir? No había

158
00:16:19,169 --> 00:16:24,730
más que una única posibilidad y no podíamos tener ninguna duda. Los cationes van a ganar electrones,

159
00:16:24,929 --> 00:16:30,850
los aniones van a ceder electrones. Luego, los aniones van a encontrarse dentro de la

160
00:16:30,850 --> 00:16:36,250
asimilación que ocurra en el ánodo, los cationes van a encontrarse en la asimilación que ocurra

161
00:16:36,250 --> 00:16:41,870
dentro del cátodo. Y no había más que esa posibilidad. En el caso del agua pura ocurría

162
00:16:41,870 --> 00:16:47,450
exactamente lo mismo. La única semirreacción de reducción que puede ocurrir corresponde al

163
00:16:47,450 --> 00:16:52,409
catión al hidrón, mientras que la única semirreacción de oxidación que puede ocurrir

164
00:16:52,409 --> 00:16:59,629
corresponde al anión al hidróxido. Fijaos en el paralelismo. El catión va a ser quien se reduzca

165
00:16:59,629 --> 00:17:06,309
en el cátodo, el catión va a ser quien se reduzca en el cátodo. Igualmente, el anión va a ser quien

166
00:17:06,309 --> 00:17:12,529
se oxide en el ánodo, el anión va a ser quien se oxide en el ánodo. ¿Qué es lo que ocurre cuando

167
00:17:12,529 --> 00:17:17,769
tengo una sal disuelta en agua? Pues que en este momento nos encontramos con que en el cátodo

168
00:17:17,769 --> 00:17:23,009
podría producirse la reducción, pues veamos, o bien de los cationes de la sal o bien de los

169
00:17:23,009 --> 00:17:29,829
hidrones del agua. Tenemos ambas dos especies como cargas positivas dentro de la disolución y ambas

170
00:17:29,829 --> 00:17:36,190
son susceptibles de reducirse. En el ánodo, por otra parte, puede producirse la oxidación bien de

171
00:17:36,190 --> 00:17:41,170
los aniones de la sal o bien de los hidróxidos del agua. Ambas son especies con carga negativa

172
00:17:41,170 --> 00:17:48,470
que son susceptibles de oxidarse. No va a ocurrir simultáneamente la reducción de los hidrones y

173
00:17:48,470 --> 00:17:53,549
los cationes y la oxidación de los hidróxidos y los aniones de la sal. Ocurrirá en primer lugar

174
00:17:53,549 --> 00:17:59,690
una oxidación y una reducción. Cuando se agotaran los reactivos de una de ambas o de las dos,

175
00:17:59,890 --> 00:18:05,289
pasaríamos a la siguiente. Pero ¿cuál va a ser la primera oxidación? ¿Cuál va a ser la primera

176
00:18:05,289 --> 00:18:12,130
la reducción que va a ocurrir. Hidrones, cationes, hidróxidos, aniones... Pues bien, como regla general

177
00:18:12,130 --> 00:18:16,950
lo que tenemos que tener en mente es que el proceso que va a producirse en primer lugar va a ser aquel

178
00:18:16,950 --> 00:18:21,690
que cueste menos energía. Os recuerdo que todos los procesos de electrolisis son procesos forzados,

179
00:18:22,029 --> 00:18:25,970
hay que realizar un trabajo. Pues bien, el primer proceso que ocurra va a ser aquel que requiera un

180
00:18:25,970 --> 00:18:32,890
menor trabajo. Esto viene determinado por la diferencia de potencial de cátodo y ánodo. Puesto

181
00:18:32,890 --> 00:18:38,529
que son procesos forzados, esta diferencia de potencial va a ser negativa. Pues bien, el primer

182
00:18:38,529 --> 00:18:45,269
proceso que vaya a formar, que vaya a producirse, va a ser aquel tal que el cátodo y el ánodo

183
00:18:45,269 --> 00:18:50,430
correspondan a la menor diferencia de potencial en valor absoluto que midamos o que determinemos

184
00:18:50,430 --> 00:18:56,650
de esta manera. Así que lo que podríamos hacer es coger los dos hipotéticos cátodos, los dos

185
00:18:56,650 --> 00:19:01,809
hipotéticos ánodos, combinarlos entre sí, o tenemos cuatro combinaciones posibles, determinar

186
00:19:01,809 --> 00:19:07,369
estas diferencias de potencial estándar de reducción del cátodo y del ánodo que estamos

187
00:19:07,369 --> 00:19:12,369
proponiendo, vamos a obtener cuatro valores negativos y nos quedaremos con aquel que

188
00:19:12,369 --> 00:19:18,690
corresponda con el menor valor absoluto. Ese será el proceso redox que ocurra en primer lugar. Cuando

189
00:19:18,690 --> 00:19:24,109
se agote uno de los reactivos o los dos, ese proceso redox ya no puede transcurrir, uno de

190
00:19:24,109 --> 00:19:30,950
los reactivos ya no existe, pasaríamos al siguiente proceso con un mayor coste energético, el siguiente

191
00:19:30,950 --> 00:19:36,089
proceso cuya diferencia de potencial en valor absoluto sea el siguiente mayor de aquellos

192
00:19:36,089 --> 00:19:42,309
cuyos reactivos no se hayan agotado todavía. Y así hasta el final. Nosotros en general no vamos

193
00:19:42,309 --> 00:19:46,230
a calcular esas cuatro diferencias de potencial para ver cuál es la menor. Podemos hacerlo, es

194
00:19:46,230 --> 00:19:52,970
algo muy constructivo, pero podemos ir directamente a tiro hecho a elegir como reducción que vaya a

195
00:19:52,970 --> 00:19:59,730
ocurrir en primer lugar aquella que corresponda al mayor potencial de reducción. Y vamos a tomar

196
00:19:59,730 --> 00:20:05,829
para la oxidación de ese proceso que sea el menos costoso energéticamente, aquel que corresponda con

197
00:20:05,829 --> 00:20:11,990
el menor potencial de reducción. De tal forma que directamente nosotros podríamos decidir cuál de

198
00:20:11,990 --> 00:20:16,509
los dos procesos para la oxidación, cuál de los dos procesos para la reducción van a transcurrir.

199
00:20:16,849 --> 00:20:21,349
Sin más que buscar cuál es el que corresponde al mayor potencial de reducción, eso es lo que

200
00:20:21,349 --> 00:20:26,269
ocurrirá en el cátodo. Cuál es el que corresponde al menor potencial de reducción, eso ocurrirá en

201
00:20:26,269 --> 00:20:31,750
el ánodo, dentro de los posibles. Quiero detenerme un instante y haceros

202
00:20:31,750 --> 00:20:36,269
notar que no por tener una sal disuelta en agua, automáticamente lo que va a

203
00:20:36,269 --> 00:20:39,809
ocurrir es que el anión y el cation de la sal van a producir el proceso de

204
00:20:39,809 --> 00:20:44,230
electrolisis. Ojo, podría ser que solamente uno o incluso que ninguno. Todo

205
00:20:44,230 --> 00:20:48,670
depende de cuáles sean los potenciales de reducción del anión y

206
00:20:48,670 --> 00:20:53,650
del cation. Si en un momento dado es más fácil desde el punto de vista energético

207
00:20:53,650 --> 00:20:59,029
que se produzca la reducción de los hidrones o la oxidación de los hidróxidos, eso será lo que ocurra.

208
00:20:59,029 --> 00:21:05,109
Así que no olvidéis nunca de comparar qué es lo que ocurre, cuáles son los potenciales de reducción

209
00:21:05,109 --> 00:21:10,549
de lo que yo creo que va a ser el cátodo, que igual no lo es, y de lo que yo creo que va a ser el ánodo, que igual no lo es.

210
00:21:11,490 --> 00:21:18,710
En esta imagen lo que tenemos es un esquema de una aplicación práctica de la electrolisis de una sal disuelta.

211
00:21:18,710 --> 00:21:40,509
Y aquí lo que tenemos es el galvanizado, el recubrimiento de plata de un objeto que es este tenedor. Aquí lo que tenemos es una disolución de aniones, de cationes, perdón, plata, una barra de plata y lo que estamos intentando producir es que la plata se disuelva y que pase a recubrir este elemento metálico, este tenedor.

212
00:21:40,509 --> 00:21:48,150
Lo que vamos a hacer es producir esta reacción que no va a ser espontánea, forzándola con una diferencia de potencial que sea adecuada.

213
00:21:48,450 --> 00:21:52,470
Lo iremos viendo en alguno de los ejercicios que vamos a resolver a continuación.

214
00:21:53,069 --> 00:21:57,369
Aquí a la derecha lo que tenemos es una imagen de este proceso desde el punto de vista industrial.

215
00:21:57,950 --> 00:22:04,829
Esto no ocurre con una única pieza, sino que se va a hacer es sumergir una multiplicidad de piezas dentro de esa disolución de plata

216
00:22:04,829 --> 00:22:13,230
para producir simultáneamente, en un único intervalo de tiempo, el galvanizado, el recubrimiento de plata de un montón de cubiertos.

217
00:22:14,410 --> 00:22:23,930
Vamos a finalizar esta videoclase estudiando lo que históricamente se denominaban leyes de Faraday, pero que nosotros vamos a estudiar como una única ley de Faraday.

218
00:22:25,089 --> 00:22:30,569
Hasta este momento hemos encarado los procesos de electrolisis desde un punto de vista cualitativo

219
00:22:30,569 --> 00:22:45,569
Y hemos discutido cuáles son las reacciones posibles que podrían ocurrir en el ánodo, en el cátodo, cómo seleccionar la primera que iba a ocurrir, en función de cuál es la diferencia de potencial externa que íbamos a utilizar para forzar el proceso electrolítico.

220
00:22:45,569 --> 00:23:08,470
Ahora lo que vamos a hacer es encarar los procesos de electrolisis desde un punto de vista cuantitativo y para ello voy a volver atrás a la imagen que habíamos visto hace un momento y vamos a pensar en este proceso de galvanizado en el que estamos depositando, supongamos, plata, un elemento metálico en una fina capa sobre un objeto metálico de un metal distinto.

221
00:23:08,470 --> 00:23:13,210
podemos pensar en una cubertería. Este proceso de galvanizado en concreto se llama plateado,

222
00:23:13,349 --> 00:23:19,809
puesto que lo que estamos depositando es plata. Este proceso es forzado, no es espontáneo y viene

223
00:23:19,809 --> 00:23:25,109
controlado por esta diferencia de potencial que podemos determinar conociendo los potenciales

224
00:23:25,109 --> 00:23:28,769
estándares de reducción y en concreto tendríamos que echar un vistazo a cuál es el potencial

225
00:23:28,769 --> 00:23:34,569
estándar de reducción de la plata, que es el elemento que aquí primero pasa de plata sólida

226
00:23:34,569 --> 00:23:40,089
a cationplata en el electrolito, en la disolución, para luego volver a pasar a plata sólida sobre

227
00:23:40,089 --> 00:23:46,349
este tenedor, sobre este elemento metálico. Pues bien, nosotros con la ley de Faraday lo que

228
00:23:46,349 --> 00:23:52,109
queremos hacer es controlar la masa de plata que se va a depositar sobre estos elementos. Queremos

229
00:23:52,109 --> 00:23:57,589
cuantificar la cantidad de plata en términos de masa que se va a depositar sobre todos estos

230
00:23:57,589 --> 00:24:04,250
elementos. Queremos controlarlo. Y lo que vamos a hacer es relacionar la masa que se deposita del

231
00:24:04,250 --> 00:24:09,549
elemento metálico con el tiempo que estamos haciendo circular la corriente eléctrica a lo

232
00:24:09,549 --> 00:24:15,630
largo de este conductor. O bien nos vamos a plantear cuánto tiempo necesitamos que circule

233
00:24:15,630 --> 00:24:22,069
la corriente para depositar una cantidad, una masa de plata dada, o bien nos vamos a preguntar cuál es

234
00:24:22,069 --> 00:24:25,990
la masa de plata que se ha depositado conocido el tiempo que ha estado circulando la corriente

235
00:24:25,990 --> 00:24:32,029
eléctrica. Y quien dice plata dice cualquier otro elemento metálico. Pues bien, la ley de Faraday es

236
00:24:32,029 --> 00:24:38,269
muy sencilla de deducir, lo vamos a hacer a continuación. En esencia, nosotros lo que

237
00:24:38,269 --> 00:24:44,529
vamos a hacer es caracterizar la reacción de reducción en la cual el cation metálico

238
00:24:44,529 --> 00:24:51,049
que tenemos en el electrolito se reduce captando electrones para producir el elemento metálico

239
00:24:51,049 --> 00:24:55,990
que se deposita sobre, si estamos pensando en el plateado de la imagen anterior, sobre

240
00:24:55,990 --> 00:25:01,329
la cubertería. Y aquí lo que tenemos es representada esa reacción de reducción ya

241
00:25:01,329 --> 00:25:08,430
ajustada. X va a representar el elemento metálico en cuestión, en este caso sería la plata. V va a

242
00:25:08,430 --> 00:25:14,529
representar la carga del cation. Y aquí lo que tenemos es un cation con número de carga V más,

243
00:25:14,849 --> 00:25:20,809
que va a ganar V electrones para formar el elemento metálico X. En el caso de la plata,

244
00:25:20,809 --> 00:25:27,130
V sería 1. Y aquí lo que tenemos es la plata más, que ganaría un electrón para formar plata

245
00:25:27,130 --> 00:25:35,329
metálica. En general lo que tendremos es una carga V y lo que necesitará un mol de cationes es ganar

246
00:25:35,329 --> 00:25:41,509
V moles de electrones para formar un mol del elemento metálico. La terminología V suele ser

247
00:25:41,509 --> 00:25:46,490
estándar y lo que representa es lo que desde el punto de vista tradicional se ha llamado valencia.

248
00:25:47,190 --> 00:25:53,829
Nosotros no vamos a utilizar esa terminología, lo de valencia no lo vamos a utilizar nunca y lo que

249
00:25:53,829 --> 00:25:59,990
es V, lo que representa V es el número de carga, es la carga eléctrica del cation. O dicho de otra

250
00:25:59,990 --> 00:26:05,410
manera, la cantidad, el número de moles de electrones que tiene que ganar un mol de cationes

251
00:26:05,410 --> 00:26:13,670
para formar un mol del elemento sólido. Teniendo esta ecuación química ajustada en mente, nosotros

252
00:26:13,670 --> 00:26:19,789
lo que queremos hacer en este momento es relacionar la cantidad del elemento metálico que se va a

253
00:26:19,789 --> 00:26:23,930
depositar con la cantidad de electrones que tiene que circular por el circuito

254
00:26:23,930 --> 00:26:28,970
eléctrico. Cantidad, número de moles. Pues bien, la relación entre los

255
00:26:28,970 --> 00:26:33,750
electrones que tienen que circular y los átomos del metal que se depositan viene

256
00:26:33,750 --> 00:26:37,049
dada por los coeficientes estequiométricos. Y aquí lo que estamos

257
00:26:37,049 --> 00:26:43,069
viendo es que para que se deposite un mol de átomos X necesitamos que circule

258
00:26:43,069 --> 00:26:48,809
por el conductor externo v moles de electrones. Así pues, podemos expresar la

259
00:26:48,809 --> 00:26:52,809
relación entre la cantidad de átomos de X que se deposita y la cantidad de

260
00:26:52,809 --> 00:26:58,230
electrones que circula con esta relación de proporcionalidad. NX entre 1, el

261
00:26:58,230 --> 00:27:02,049
coeficiente estequiométrico que tenemos aquí, tiene que ser igual a NE dividido

262
00:27:02,049 --> 00:27:06,809
entre V. V, el coeficiente estequiométrico que coincide con la carga formal del

263
00:27:06,809 --> 00:27:13,109
cátion. Bien, nosotros no estamos interesados en cantidad de átomos sino

264
00:27:13,109 --> 00:27:18,210
en masa y lo único que tenemos que hacer para transformar esta cantidad en masa

265
00:27:18,210 --> 00:27:24,210
es utilizar esta expresión, puesto que la cantidad de sustancias se puede calcular a partir de la

266
00:27:24,210 --> 00:27:29,269
masa dividiendo entre lo que sería la masa atómica. Así pues, nosotros un poco más adelante lo que

267
00:27:29,269 --> 00:27:34,950
vamos a hacer es utilizar esta misma expresión, pero sustituyendo la cantidad de átomos X por la

268
00:27:34,950 --> 00:27:42,730
masa en gramos dividido entre la masa atómica molar. Por otro lado, nosotros necesitamos relacionar

269
00:27:42,730 --> 00:27:48,109
esta cantidad de electrones con magnitudes medibles que guarden relación con el circuito

270
00:27:48,109 --> 00:27:53,150
eléctrico, que es el que vamos a utilizar. Y en concreto las magnitudes que nosotros podemos

271
00:27:53,150 --> 00:27:58,549
utilizar son intensidad de corriente, diferencia de potencial y, por supuesto, el tiempo que tenemos

272
00:27:58,549 --> 00:28:04,589
actuando o que tenemos la corriente eléctrica circulando. Lo primero que vamos a hacer es

273
00:28:04,589 --> 00:28:10,630
relacionar esta cantidad de electrones con la carga eléctrica medida en Coulombios. Y lo que

274
00:28:10,630 --> 00:28:15,630
vamos a hacer es utilizar para ello la constante de Faraday, que se define como la carga eléctrica

275
00:28:15,630 --> 00:28:20,230
que corresponde a un mol de electrones, la carga en coulombios que corresponde a un mol

276
00:28:20,230 --> 00:28:25,509
de electrones. Así pues, nosotros podemos relacionar la cantidad de electrones con la

277
00:28:25,509 --> 00:28:30,269
carga eléctrica que ha circulado a través de la constante de Faraday. Si dividimos la

278
00:28:30,269 --> 00:28:34,450
carga en coulombios que ha circulado por el conductor entre la carga que corresponde a

279
00:28:34,450 --> 00:28:38,670
un mol de electrones, lo que obtenemos es la cantidad, número de moles de electrones

280
00:28:38,670 --> 00:28:43,769
que ha circulado por el circuito eléctrico. En un segundo paso, nosotros vamos a transformar

281
00:28:43,769 --> 00:28:48,569
esta carga eléctrica a través de la definición de intensidad de corriente por el producto de

282
00:28:48,569 --> 00:28:54,970
intensidad por tiempo. La intensidad de corriente se define como la carga eléctrica que atraviesa

283
00:28:54,970 --> 00:28:59,990
un conductor en la unidad de tiempo. Así pues, la carga eléctrica total será el producto de la

284
00:28:59,990 --> 00:29:07,309
intensidad de corriente por el tiempo. Todas estas magnitudes las estudiasteis en un momento dado al

285
00:29:07,309 --> 00:29:13,029
hablar de circuitos eléctricos en la física y química de cuarto de la ESO. Nosotros únicamente

286
00:29:13,029 --> 00:29:17,890
estamos interesados en esta expresión final. La cantidad de electrones que circula por

287
00:29:17,890 --> 00:29:23,049
el conductor externo se relaciona con la intensidad de corriente y el tiempo que ha estado circulando

288
00:29:23,049 --> 00:29:27,630
la corriente a través de esta expresión, intensidad por tiempo dividido entre constantes

289
00:29:27,630 --> 00:29:33,490
de Faraday. Pues bien, si nosotros nos volvemos a la razón de proporcionalidad entre las

290
00:29:33,490 --> 00:29:39,089
cantidades de electrones y átomos con los coeficientes estequiométricos y sustituimos

291
00:29:39,089 --> 00:29:44,849
la cantidad de átomos por masa entre masa molar y sustituimos la cantidad de electrones por

292
00:29:44,849 --> 00:29:51,049
intensidad por tiempo dividido entre la constante de Faraday, obtenemos esta expresión de la cual

293
00:29:51,049 --> 00:29:59,210
podemos despejar la masa del metal X que se deposita como el producto de la masa atómica

294
00:29:59,210 --> 00:30:04,910
molar, la intensidad de corriente que circula, el tiempo, todo ello dividido entre la carga del

295
00:30:04,910 --> 00:30:12,190
cation y la constante de Faraday. Insisto en que esto es la carga del cation. Esta expresión es la

296
00:30:12,190 --> 00:30:17,549
ley de Faraday. Es aquella a la que se llega desde un punto de vista más tradicional, utilizando unas

297
00:30:17,549 --> 00:30:22,809
magnitudes que ya no se utilizan y que no voy a definir, hacia el final del proceso. Y esta es la

298
00:30:22,809 --> 00:30:27,509
expresión que nosotros vamos a utilizar siempre desde el punto de vista cuantitativo para calcular

299
00:30:27,509 --> 00:30:32,670
el tiempo que tiene que estar circulando una cierta corriente para que se deposite una cierta

300
00:30:32,670 --> 00:30:39,890
masa o bien al revés para calcular cuánto tiempo tiene que estar circulando una cierta corriente

301
00:30:39,890 --> 00:30:44,970
para que se deposite una cierta masa. Esta intensidad de corriente, por cierto, se puede

302
00:30:44,970 --> 00:30:51,210
relacionar con la diferencia de potencial que es la que nosotros vamos a conectar externamente con

303
00:30:51,210 --> 00:30:57,390
la fuerza electromotriz externa a través de la ley de Ohm. Pero diferencia de potencial igual a

304
00:30:57,390 --> 00:31:05,079
intensidad por resistencia no es algo que nosotros vayamos a utilizar en este curso. Con esto que

305
00:31:05,079 --> 00:31:16,720
hemos visto en este vídeo clase ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 5 al 8. En el aula

306
00:31:16,720 --> 00:31:22,720
virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. Asimismo

307
00:31:22,720 --> 00:31:28,640
tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. No dudéis en traer vuestras dudas e

308
00:31:28,640 --> 00:31:34,400
inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. Un saludo y hasta pronto.