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

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

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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.

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00:00:36,679 --> 00:00:49,479
En la videoclase de hoy estudiaremos las pilas voltaicas. En esta videoclase vamos a estudiar

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00:00:49,479 --> 00:00:55,119
las pilas voltaicas o pilas galvánicas puesto que ambos nombres son equivalentes. En cualquier

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00:00:55,119 --> 00:00:59,479
caso una pila es un dispositivo que nos va a permitir obtener energía eléctrica a partir

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00:00:59,479 --> 00:01:03,899
de reacciones redox. Y es que no olvidemos que las reacciones redox están formadas por

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00:01:03,899 --> 00:01:08,739
dos semirreacciones. Por un lado tenemos una semirreacción de oxidación en la cual una

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00:01:08,739 --> 00:01:13,239
sustancia cede electrones. Y por otro lado tenemos una semirreacción de reducción en

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00:01:13,239 --> 00:01:18,019
la cual tenemos otra sustancia que capta electrones. Pues bien, si pudiéramos hacer que los electrones

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00:01:18,019 --> 00:01:23,219
que son cedidos en una semirreacción y captados en la otra, y que son los mismos, circularan

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00:01:23,219 --> 00:01:27,760
por un conductor externo podríamos aprovechar esa corriente eléctrica para alimentar una

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00:01:27,760 --> 00:01:34,340
impedancia y obtener un cierto trabajo eléctrico. Como podéis ver en general las pilas constan de

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00:01:34,340 --> 00:01:40,519
dos metales que van a estar sumergidos bien en dos recipientes diferentes o bien en uno y para

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00:01:40,519 --> 00:01:45,280
que haya una separación física entre ambos sistemas, en el caso en el que haya un único

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00:01:45,280 --> 00:01:51,019
recipiente, lo que tendremos es una separación por una membrana porosa. En el caso en el que

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00:01:51,019 --> 00:01:55,840
tuviéramos dos recipientes completamente separados, ambos estarían conectados por

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00:01:55,840 --> 00:01:59,319
un puente salino, que veremos en un esquema más adelante que discutiremos en

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00:01:59,319 --> 00:02:03,299
ese momento. Y aquí lo que tenemos representado es, uniendo esos dos

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00:02:03,299 --> 00:02:07,859
elementos metálicos, ese conductor externo que va a alimentar a la impedancia, en

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00:02:07,859 --> 00:02:12,000
este caso lo que hemos hecho es colocar aquí una bombilla, obtendríamos energía

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00:02:12,000 --> 00:02:15,360
luminosa por el trabajo eléctrico de los electrones que circularían por este

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00:02:15,360 --> 00:02:21,000
conductor. En este contexto de las pilas voltaicas y también en la siguiente

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00:02:21,000 --> 00:02:27,199
videoclase, cuando hablemos de la electrólisis, cobre importancia el concepto de electrodo. Como

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00:02:27,199 --> 00:02:32,120
podéis ver aquí, un electrodo o semípila es un sistema químico capaz de experimentar una de las

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00:02:32,120 --> 00:02:38,199
semirreacciones redox que van a formar el proceso redox completo y que posee un elemento sólido que

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00:02:38,199 --> 00:02:43,099
se denomina borne, que es el que va a permitir el paso de corriente eléctrica. En el caso del

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00:02:43,099 --> 00:02:48,680
electrodo donde ocurre la semirreacción de oxidación, a través de ese borne saldrán los

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00:02:48,680 --> 00:02:52,479
electrones que han sido cedidos por la sustancia que se oxida, en el caso del

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00:02:52,479 --> 00:02:57,719
electrodo donde ocurre la asimilación de reducción, en ese borne o a través de

31
00:02:57,719 --> 00:03:01,360
ese borne entrarán los electrones que van a propiciar la asimilación de

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00:03:01,360 --> 00:03:05,219
reducción. En este sentido cobra importancia la

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00:03:05,219 --> 00:03:08,379
forma en la que se van a denotar los electrodos, puesto que no es una

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00:03:08,379 --> 00:03:13,500
cualquiera. Y como podéis ver aquí, se van a denotar siempre en el sentido de

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00:03:13,500 --> 00:03:20,280
la reacción de reducción, separando a la izquierda la especie oxidada de a la derecha

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00:03:20,280 --> 00:03:25,500
la especie reducida mediante una barra. Con independencia de que en el electrodo ocurra

37
00:03:25,500 --> 00:03:30,120
la semirreacción de oxidación o de reducción, la notación estándar, como podéis ver, es

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00:03:30,120 --> 00:03:35,740
en el sentido de la reducción, especie oxidada a la izquierda, especie reducida a la derecha.

39
00:03:36,639 --> 00:03:41,800
En todo caso, se debe indicar el estado físico de los componentes, ya sea sólido, líquido,

40
00:03:41,800 --> 00:03:48,439
gaseoso, etc. En el caso de que lo que tuviéramos fuera una disolución acuosa, basta con indicar

41
00:03:48,439 --> 00:03:54,360
la concentración molar. Y en el caso de que las sustancias sean gaseosas, lo que tendríamos

42
00:03:54,360 --> 00:04:00,280
que hacer es indicar la presión. Asimismo, si fuera necesario un elemento metálico extraño

43
00:04:00,280 --> 00:04:05,500
a la reacción que ejerza el papel de borne que permita el flujo de electrones, se debe

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00:04:05,500 --> 00:04:10,780
indicar entre paréntesis al inicio. Como ejemplo, aquí tenemos cómo se denota el

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00:04:10,780 --> 00:04:16,800
electrodo de zinc, que es un elemento metálico, y el electrodo de hidrógeno, siendo el hidrógeno un

46
00:04:16,800 --> 00:04:23,959
elemento gaseoso. Puesto que tenemos que denotar el sentido de la reacción de reducción, aquí lo que

47
00:04:23,959 --> 00:04:31,100
tenemos son los cationes 2+, capaces de captar dos electrones para formar el zinc metálico. Esos

48
00:04:31,100 --> 00:04:35,740
cationes de zinc 2+, tal y como tenemos denotado este electrodo, se encuentran en una disolución

49
00:04:35,740 --> 00:04:41,939
acuosa con concentración 1 molar, mientras que el zinc es un elemento sólido. En el caso del

50
00:04:41,939 --> 00:04:48,240
hidrógeno lo que vemos es que los hidrones son capaces de captar electrones para formar la

51
00:04:48,240 --> 00:04:55,819
molécula de dihidrógeno. Los hidrones en cantidad doble al hidrógeno que se vaya a formar, fijaos en

52
00:04:55,819 --> 00:05:01,680
que aquí la reacción de reducción está ajustada estequimétricamente, los hidrones como decía se

53
00:05:01,680 --> 00:05:06,439
encuentran en disolución y aquí podemos ver que están en disolución acuosa con una concentración

54
00:05:06,439 --> 00:05:13,259
1 molar. Mientras que el gas que se estaba formando se encontrará dentro de un cierto recipiente con

55
00:05:13,259 --> 00:05:19,680
una presión de 1 atmósfera. Puesto que necesitamos un elemento metálico en el electrodo para que

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00:05:19,680 --> 00:05:24,959
puedan entrar o salir los electrones hacia o desde el otro electrodo, necesitamos un elemento

57
00:05:24,959 --> 00:05:30,079
metálico. Aquí lo que tenemos es una disolución acuosa, aquí lo que tenemos es un gas. Ese elemento

58
00:05:30,079 --> 00:05:34,560
metálico, como podéis ver, viene denotado entre paréntesis al inicio del electrodo y en este caso

59
00:05:34,560 --> 00:05:40,379
concreto se trata del platino. Podría ser platino, podría ser gráfico o cualquier otra aleación

60
00:05:40,379 --> 00:05:49,209
inerte, algo que no participe de una reacción redox reduciéndose u oxidándose. Una pila está

61
00:05:49,209 --> 00:05:56,310
formada por la unión, por la conexión de dos electrodos. El hecho de que haya dos electrodos

62
00:05:56,310 --> 00:06:02,129
hace que estén separados físicamente el entorno en el cual se produce la asimilación de oxidación

63
00:06:02,129 --> 00:06:04,610
y el entorno en el que se produce la asimilación de reducción.

64
00:06:04,930 --> 00:06:09,810
Al conectarlos a través de los bornes con un elemento metálico, con un conductor metálico,

65
00:06:10,470 --> 00:06:15,730
forzamos que los electrones que son cedidos en el electrodo donde se produce la asimilación de oxidación

66
00:06:15,730 --> 00:06:19,790
y que son captados en el electrodo donde se produce la asimilación de reducción,

67
00:06:20,410 --> 00:06:25,029
circulen de tal manera que puedan alimentar una impedancia y podamos obtener un cierto trabajo eléctrico,

68
00:06:25,129 --> 00:06:28,610
tal y como habíamos mencionado al inicio de esta videoclase.

69
00:06:29,509 --> 00:06:37,290
Es importante tener en cuenta distintos elementos que forman parte de la nomenclatura y la terminología en el estudio de las pilas.

70
00:06:37,889 --> 00:06:46,329
Se denomina ánodo al electrodo en el cual tiene lugar la semirreacción de oxidación. Va a ser la fuente de electrones de la pila.

71
00:06:47,110 --> 00:06:55,649
Asimismo, se va a denominar cátodo al electrodo en el cual tiene lugar la reacción de reducción y va a ser el sumidero de los electrones de la pila.

72
00:06:55,649 --> 00:07:03,170
Así pues, los electrones van a circular desde el ánodo, el electrodo en el cual tiene lugar la asimilación de oxidación,

73
00:07:03,790 --> 00:07:07,949
hacia el cátodo, el electrodo, donde tiene lugar la asimilación de reducción.

74
00:07:09,069 --> 00:07:14,189
Puesto que los electrones circulan desde el ánodo, son repelidos, por así decirlo, por el ánodo,

75
00:07:14,189 --> 00:07:22,610
hacia el cátodo, son atraídos por el cátodo, vamos a denominar polo negativo al ánodo y polo positivo al cátodo.

76
00:07:22,610 --> 00:07:31,389
con objeto de evitar que los recipientes donde tenemos los dos electrodos se polaricen por la

77
00:07:31,389 --> 00:07:37,089
formación de cargas tanto positivas como negativas cuando están separados físicamente se unen

78
00:07:37,089 --> 00:07:42,009
externamente por un puente salino que vamos a discutir inmediatamente a continuación en el

79
00:07:42,009 --> 00:07:46,189
ejemplo que vamos a ver dentro de un momento y que como podéis ver lo que hace es permitir que la

80
00:07:46,189 --> 00:07:50,430
pila no se polarice por la acumulación de cargas de un mismo signo dentro de cada uno de los

81
00:07:50,430 --> 00:07:54,610
electrodos. Cargas negativas en uno, cargas positivas en el otro. Como digo, lo vamos a

82
00:07:54,610 --> 00:07:59,670
ver inmediatamente en el ejemplo que vamos a ver a continuación. Las pilas se denotan igual que

83
00:07:59,670 --> 00:08:05,129
ocurren con los electrodos a partir de la anotación de los electrodos que la forman. Y lo que vamos a

84
00:08:05,129 --> 00:08:11,569
hacer es escribirlo todo en el sentido en el cual circulan los electrones. Leyendo la anotación de

85
00:08:11,569 --> 00:08:15,569
la pila de izquierda a derecha podemos ver qué es lo que ocurre con los electrones, que son los

86
00:08:15,569 --> 00:08:22,129
protagonistas fundamentales en todo esto. Así pues, lo que vamos a hacer es representar a la

87
00:08:22,129 --> 00:08:27,670
izquierda el ánodo en el sentido de la reacción de oxidación, que es lo que ocurre en el ánodo,

88
00:08:27,670 --> 00:08:33,429
esto es al revés de la notación estándar. A la derecha lo que vamos a hacer es escribir la

89
00:08:33,429 --> 00:08:38,769
notación del cátodo en el sentido de la reacción de reducción, esto es en el sentido de la notación

90
00:08:38,769 --> 00:08:44,070
estándar. Y lo que vamos a hacer es separar la representación de cada uno de los dos electrodos

91
00:08:44,070 --> 00:08:50,590
con una barra doble. Así, por ejemplo, en el caso de una pila de zinc-cobre, tal y como

92
00:08:50,590 --> 00:08:58,610
la tenemos denotada, lo que podemos leer es lo siguiente. Se produce la oxidación en

93
00:08:58,610 --> 00:09:04,450
el electrodo de zinc, porque es el que tenemos escrito a la izquierda. Esa reacción de oxidación

94
00:09:04,450 --> 00:09:11,649
consiste en que el zinc metálico que aparece en un elemento sólido se oxida cediendo,

95
00:09:11,649 --> 00:09:18,090
tal y como podemos ver, dos electrones, cada uno de los átomos, formándose los cationes zinc-2+.

96
00:09:18,090 --> 00:09:26,409
Esos cationes zinc-2+, van a formar parte de una cierta disolución acuosa con una concentración 1 molar, como vemos aquí.

97
00:09:27,210 --> 00:09:35,429
Así pues, aquí a la izquierda de la doble barra lo que podemos ver es la semirreacción en la cual se producen los electrones, la semirreacción de oxidación.

98
00:09:35,429 --> 00:09:42,730
En este caso, insisto, el zinc metálico se oxida a cationes zinc 2+, en una disolución acuosa 1 molar.

99
00:09:43,710 --> 00:09:52,429
A la derecha de la doble barra lo que tenemos es representado que es lo que ocurre en la semirreacción de reducción, aquella en la que se absorben electrones.

100
00:09:53,529 --> 00:10:00,830
Y tal y como lo podemos ver, lo que tenemos son cationes de cobre 2+, en una disolución 1 molar.

101
00:10:00,830 --> 00:10:06,529
estos son los que van a absorber los electrones, se van a reducir y lo que vamos a obtener son

102
00:10:06,529 --> 00:10:15,309
átomos de cobre metálico formando un elemento sólido. Así pues, la notación de la pila zinc-cobre

103
00:10:15,309 --> 00:10:20,929
lo que me está diciendo es que se produce la semirreacción de oxidación en el electrodo de

104
00:10:20,929 --> 00:10:28,830
zinc, que va a ser el ánodo polo negativo. La semirreacción de reducción se va a formar en el

105
00:10:28,830 --> 00:10:34,970
electrodo de cobre, que va a ser el cátodo, polo positivo. Átomos de zinc metálico en una barra

106
00:10:34,970 --> 00:10:41,669
metálica sólida van a perder electrones, dos por cada uno de los átomos, formándose cationes de

107
00:10:41,669 --> 00:10:48,190
zinc 2+, que van a pasar a una disolución acuosa 1 molar. En el otro electrodo, los electrones van

108
00:10:48,190 --> 00:10:53,230
a ser captados por los cationes de cobre 2+, que se encuentran en una disolución acuosa 1 molar,

109
00:10:53,230 --> 00:11:04,500
y entonces lo que va a hacer es formar cobre metálico que va a pasar a formar parte de una barra metálica que se va a encontrar dentro del electrodo.

110
00:11:04,500 --> 00:11:10,059
Tal como mencioné anteriormente, vamos a ver un ejemplo de una pila concreta, en concreto la pila de Daniel,

111
00:11:10,220 --> 00:11:15,639
que es la pila de zinc-cobre cuya notación habíamos visto hace un momento en la imagen anterior.

112
00:11:16,580 --> 00:11:23,580
Aquí lo que tenemos representado a la izquierda es el electrodo de zinc formado por una lámina de zinc metálico

113
00:11:23,580 --> 00:11:30,419
que está introducida dentro de una disolución de nitrato de zinc con concentración 1 molar.

114
00:11:31,139 --> 00:11:37,700
A la derecha lo que tenemos representado es el electrodo de cobre que está formado por una lámina metálica de cobre

115
00:11:37,700 --> 00:11:43,039
que está a su vez introducida dentro de una disolución de nitrato de cobre 1 molar.

116
00:11:44,159 --> 00:11:50,980
En cada una de las dos disoluciones, el nitrato de cobre y el nitrato de zinc están completamente disociados,

117
00:11:50,980 --> 00:12:01,019
de tal forma que lo que vamos a tener es una concentración 1 molar del zinc, 1 molar del cobre, ambos zinc 2 más, cobre 2 más.

118
00:12:02,259 --> 00:12:10,240
Lo que vamos a hacer es conectar la lámina de zinc metálico con la lámina de cobre metálico con un conductor externo

119
00:12:10,240 --> 00:12:15,159
y lo que vamos a hacer es colocar un multímetro para determinar si circula o no una corriente eléctrica.

120
00:12:15,159 --> 00:12:25,600
Y lo vamos a hacer de esta manera, conectando el polo negativo en el electrodo de zinc, en la barra de zinc, y el polo positivo en la barra de cobre, en el electrodo de cobre.

121
00:12:26,139 --> 00:12:34,299
Y lo que se observa es que espontáneamente circula una corriente eléctrica y lo que medimos es una diferencia de potencial eléctrico de 1,1 voltios.

122
00:12:34,860 --> 00:12:43,080
Esta diferencia de potencial guarda relación con la energía eléctrica que podríamos obtener si en lugar de dejar que circulara libremente, aquí pusiéramos una impedancia.

123
00:12:43,720 --> 00:12:52,779
¿Qué es lo que está ocurriendo en el electrodo de zinc? Pues lo que está ocurriendo es que se está produciendo la semirreacción de oxidación.

124
00:12:53,700 --> 00:13:07,179
Los átomos de zinc metálico lo que hacen es perder dos electrones. Esos dos electrones van a circular a lo largo de la barra metálica y van a salir a través del conductor.

125
00:13:07,179 --> 00:13:21,039
Y los átomos de zinc, una vez que han perdido los dos electrones, se convierten en cationes de zinc 2+, van a formar parte de la disolución, aumentando entonces la concentración que inicialmente era 1 molar y creciendo, como he dicho anteriormente.

126
00:13:21,620 --> 00:13:28,980
¿Qué es lo que está ocurriendo en el electrodo de cobre? Pues al revés. A través del conductor externo están entrando electrones.

127
00:13:28,980 --> 00:13:47,899
Esos electrones circulan a través del cuerpo metálico y son captados en la superficie por cationes de cobre 2+, que se convierten en átomos de cobre que quedan pegados a la lámina metálica, aumentando el tamaño del cuerpo cristalino.

128
00:13:47,899 --> 00:13:56,059
Lo que nosotros observamos macroscópicamente desde fuera es que la barra de zinc se adelgaza.

129
00:13:56,399 --> 00:14:02,899
Y aquí podemos ver cómo una barra cilíndrica de zinc, conforme va pasando el tiempo, se va adelgazando.

130
00:14:03,919 --> 00:14:08,419
Al mismo tiempo, la disolución va aumentando la concentración de cationes de zinc 2+.

131
00:14:08,419 --> 00:14:12,580
En el caso del cátodo de cobre, se observa justamente lo contrario.

132
00:14:13,379 --> 00:14:19,019
La lámina, perdón, en este caso la barra de zinc, la barra cilíndrica de zinc, se va engrosando.

133
00:14:19,019 --> 00:14:25,940
Y aquí lo que podemos ver es cómo va apareciendo irregularmente zinc metálico que se agrega a la barra inicial.

134
00:14:26,820 --> 00:14:32,879
Y simultáneamente lo que podríamos ver es que la concentración de cobre 2+, en esta disolución, va disminuyendo.

135
00:14:34,480 --> 00:14:37,299
Llegará un momento en que la reacción pare.

136
00:14:37,299 --> 00:14:45,860
Podríamos pensar que la reacción parará cuando o bien la barra de zinc desaparezca por completo

137
00:14:45,860 --> 00:14:48,360
Toda ella se haya disuelto, por así decirlo

138
00:14:48,360 --> 00:14:52,639
O bien cuando todos los cationes de cobre que había en la disolución se hayan gastado

139
00:14:52,639 --> 00:14:58,600
Porque hayan formado parte de este electrodo metálico, del borne metálico de cobre

140
00:14:58,600 --> 00:15:03,139
Bueno, pues lo que podemos observar es que la reacción se ralentiza y se detiene

141
00:15:03,139 --> 00:15:09,980
mucho antes de que esta barra se disuelva o bien esta disolución tenga una concentración cero.

142
00:15:10,419 --> 00:15:16,720
¿Qué es lo que está pasando? Pues que al aumentar aquí la concentración de iones positivo cada vez cuesta más

143
00:15:16,720 --> 00:15:25,460
que los átomos de zinc pierdan electrones y se conviertan en cationes, porque lo que está ocurriendo es que está aumentando cada vez más esta concentración.

144
00:15:26,200 --> 00:15:31,019
Al revés, conforme la concentración de cobre 2+, en esta disolución, va disminuyendo,

145
00:15:31,600 --> 00:15:35,659
cada vez se hace más raro que los cobres estén próximos a esta lámina,

146
00:15:35,740 --> 00:15:39,940
de tal manera que puedan captar los electrones y pasar al cobre metálico.

147
00:15:40,179 --> 00:15:44,500
Eso es lo que mencionaba anteriormente cuando decía, al hablar del puente salino,

148
00:15:44,600 --> 00:15:48,019
que lo que permite es que la pila no se polarice por acumulación de cargas.

149
00:15:48,860 --> 00:15:52,919
En este caso, lo que está ocurriendo es que se están acumulando las cargas positivas

150
00:15:52,919 --> 00:15:56,519
y aquí lo que está ocurriendo es que están desapareciendo las cargas posibles.

151
00:15:57,460 --> 00:16:00,620
Pues bien, para intentar que este fenómeno aparezca lo más tarde posible,

152
00:16:01,799 --> 00:16:05,860
lo que se hace es unir estos dos recipientes por lo que se denomina un puente salino.

153
00:16:05,860 --> 00:16:11,960
Y aquí lo que vamos a hacer es poner una disolución de, por ejemplo, cloruro de sodio.

154
00:16:12,740 --> 00:16:18,519
Ni los aniones cloruro ni los cationes sodio más van a formar parte de la reacción redox

155
00:16:18,519 --> 00:16:37,379
Y aquí lo único que está ocurriendo es que conforme esta disolución va ganando carga positiva y conforme esta disolución va perdiendo carga positiva, los cationes van a ir migrando para intentar compensar esa pérdida de carga positiva hacia el electrodo del cobre,

156
00:16:37,379 --> 00:16:48,580
mientras que los aniones van a ir circulando para intentar atenuar ese aumento de la carga positiva dentro del electrodo de zinc.

157
00:16:48,820 --> 00:16:57,529
La diferencia de potencial entre los bornes de una pila, esa que mencioné en el ejemplo anterior,

158
00:16:58,029 --> 00:17:02,149
que podía medirse con un voltímetro inserto dentro del circuito eléctrico que los une,

159
00:17:02,149 --> 00:17:08,910
se denomina fuerza electromotriz y nosotros lo vamos a representar siempre de una forma

160
00:17:08,910 --> 00:17:16,730
estándar con la letra épsilon del alfabeto griego. Este es uno de esos puntos donde la química visita

161
00:17:16,730 --> 00:17:21,049
la física y nosotros podríamos relacionar la fuerza electromotriz de una pila con el trabajo

162
00:17:21,049 --> 00:17:25,670
eléctrico, ese que estudiamos el año pasado en la física química de primero de bachillerato y que

163
00:17:25,670 --> 00:17:30,950
algunos de vosotros habéis vuelto a estudiar en el bloque de electrostática en la física de segundo

164
00:17:30,950 --> 00:17:36,549
de bachillerato. Nosotros no vamos a hacer eso, salvo por mostraros estas expresiones,

165
00:17:36,789 --> 00:17:41,710
no vamos a volver a hablar del trabajo eléctrico. Asimismo, podríamos relacionar la fuerza

166
00:17:41,710 --> 00:17:45,630
electromotriz de una pila con las magnitudes termodinámicas que estudiamos el año pasado

167
00:17:45,630 --> 00:17:51,650
en el bloque de termoquímica en la física química de primero de bachillerato. Y podríamos

168
00:17:51,650 --> 00:17:56,089
relacionar la fuerza electromotriz con la variación de la energía libre de Gibbs y

169
00:17:56,089 --> 00:18:02,130
está a su vez con la espontaneidad o no de los procesos. Nosotros eso no lo vamos a hacer y lo

170
00:18:02,130 --> 00:18:08,930
único que sí necesitamos es quedarnos con la idea de que cuando propongamos una cierta pila por la

171
00:18:08,930 --> 00:18:16,269
unión de dos electrodos, si nosotros determinamos una fuerza electromotriz que fuera positiva,

172
00:18:16,609 --> 00:18:21,829
sabremos que la pila que estamos proponiendo funciona realmente, que el electrodo que hemos

173
00:18:21,829 --> 00:18:26,970
propuesto como ánodo lo es, el que hemos propuesto como cátodo lo es y los electrones circulan desde

174
00:18:26,970 --> 00:18:32,470
el ánodo hacia el cátodo de una forma espontánea y que si en ese circuito conectáramos una impedancia

175
00:18:32,470 --> 00:18:37,730
la estaríamos alimentando, estaríamos obteniendo un trabajo eléctrico. Si la fuerza electromotriz

176
00:18:37,730 --> 00:18:43,869
que nosotros calculáramos con esa hipotética pila fuera negativa, en ese caso el proceso no

177
00:18:43,869 --> 00:18:48,650
sería espontáneo. Lo que hemos propuesto como ánodo no lo va a ser y lo que hemos propuesto

178
00:18:48,650 --> 00:18:55,329
como cátodo no lo va a ser. Más adelante veremos que eso no quiere decir que la corriente eléctrica

179
00:18:55,329 --> 00:19:00,329
no pueda circular en ese sentido. Lo que quiere decir es que el proceso no es espontáneo. Habremos

180
00:19:00,329 --> 00:19:06,430
de forzarlo de alguna manera. Pero eso es algo que estudiaremos en la videoclase siguiente hablando

181
00:19:06,430 --> 00:19:13,630
de los procesos de electrólisis. He mencionado anteriormente la fuerza electromotriz de una

182
00:19:13,630 --> 00:19:19,869
pila y esta es la magnitud más importante que podemos utilizar para caracterizarla. No olvidemos

183
00:19:19,869 --> 00:19:23,650
que las pilas para nosotros son dispositivos de los cuales obtenemos energía eléctrica

184
00:19:23,650 --> 00:19:29,529
y que ésta a su vez guarda una relación directa con la fuerza electromotriz. ¿Cómo

185
00:19:29,529 --> 00:19:33,309
podemos determinar la fuerza electromotriz de una pila que formamos uniendo dos electrodos

186
00:19:33,309 --> 00:19:37,490
cualesquiera? Bueno, la primera opción y la más directa consiste en utilizar un voltímetro

187
00:19:37,490 --> 00:19:42,670
y medirlo directamente. Pero ¿existe alguna otra manera? ¿Podríamos determinar de alguna

188
00:19:42,670 --> 00:19:47,890
manera la fuerza electromotriz de una pila hipotética sin necesidad de formarla físicamente

189
00:19:47,890 --> 00:19:54,009
y medir con un multímetro? Pues bien, sí. Y para ello lo que necesitamos es una magnitud auxiliar

190
00:19:54,009 --> 00:20:03,130
que se denomina potencial de electrodo. Estas son las fuerzas electromotrices que se obtienen con

191
00:20:03,130 --> 00:20:10,970
las pilas que se forman con cualquier electrodo junto con un electrodo de referencia. Ese electrodo

192
00:20:10,970 --> 00:20:17,670
de referencia es el electrodo normal de hidrógeno, este que podéis ver aquí. El que está formado

193
00:20:17,670 --> 00:20:24,750
por hidrones en concentración 1 molar junto con hidrógeno gaseoso a una presión de una atmósfera

194
00:20:24,750 --> 00:20:32,829
y como elemento metálico, como borne, una varilla de platino. Todos los potenciales que nosotros

195
00:20:32,829 --> 00:20:39,470
vamos a recibir tabulados van a ser potenciales normales o potenciales estándar y van a ser

196
00:20:39,470 --> 00:20:44,410
potenciales que se representan con la letra griega épsilon, non vano es una fuerza electromotriz y

197
00:20:44,410 --> 00:20:47,849
vamos a utilizar como símbolo estándar épsilon para representar las fuerzas

198
00:20:47,849 --> 00:20:54,250
electromotrices, como decía, por la letra griega épsilon con un cero en la parte

199
00:20:54,250 --> 00:20:58,490
superior. Esto lo que quiere decir es que lo que vamos a hacer es, junto con el

200
00:20:58,490 --> 00:21:03,750
electrodo normal de hidrógeno, poner electrodos normales. Todos los potenciales

201
00:21:03,750 --> 00:21:08,269
de electrodo se van a medir a 25 grados centígrados, todas las especies disueltas

202
00:21:08,269 --> 00:21:12,490
se van a encontrar con concentración 1 molar, todas las especies gaseosas se van

203
00:21:12,490 --> 00:21:18,710
encontrar a una presión de una atmósfera. El hecho de que nosotros siempre estemos trabajando

204
00:21:18,710 --> 00:21:24,970
con potenciales normales no quiere decir que las pilas puedan funcionar en condiciones que no sean

205
00:21:24,970 --> 00:21:30,450
las normales. Podemos tener temperaturas distintas de 25 grados centígrados, desde luego, y podríamos

206
00:21:30,450 --> 00:21:35,210
formar electrodos con especies con concentraciones distintas de uno molar y presiones distintas de

207
00:21:35,210 --> 00:21:42,309
una atmósfera. En tal caso, la ecuación de Ernst nos permitiría determinar el potencial en las

208
00:21:42,309 --> 00:21:47,349
condiciones en las cuales estuviéramos trabajando a partir del potencial estándar y otras magnitudes

209
00:21:47,349 --> 00:21:53,670
termodinámicas. La ecuación de Nernst no forma parte de nuestro temario de la química de segundo

210
00:21:53,670 --> 00:21:59,190
de bachillerato y eso quiere decir que no tenéis que estudiarla. Nosotros únicamente vamos a

211
00:21:59,190 --> 00:22:04,069
utilizar siempre potenciales estándar y lo único que tenemos que hacer es saber que existe una

212
00:22:04,069 --> 00:22:08,670
cierta ecuación, incidentalmente la ecuación de Nernst, con la cual podríamos calcular el potencial

213
00:22:08,670 --> 00:22:15,359
en cualquier condición a partir del potencial estándar. Todos estos potenciales estándar de

214
00:22:15,359 --> 00:22:22,420
electrodo se recopilan en tablas y algo muy importante es que, puesto que en cualquier

215
00:22:22,420 --> 00:22:27,440
electrodo puede ocurrir bien una semirreacción de oxidación, bien una semirreacción de reducción,

216
00:22:27,859 --> 00:22:33,799
dependiendo de con cuál otro electrodo se combine, únicamente se van a tabular los potenciales

217
00:22:33,799 --> 00:22:39,279
correspondientes a las reacciones de reducción por convenio. Así pues, lo que vamos a hacer es

218
00:22:39,279 --> 00:22:47,099
considerar únicamente las reacciones de reducción. Vamos a ver a continuación un ejemplo de cómo se

219
00:22:47,099 --> 00:22:53,220
determinaría el potencial estándar de reducción, puesto que únicamente vamos a tabular reacciones

220
00:22:53,220 --> 00:22:59,779
de reducción, de, en este caso, el electrodo de zinc, el mismo que formaba parte de la pila de

221
00:22:59,779 --> 00:23:04,640
Daniels que habíamos visto anteriormente. Aquí a la izquierda lo que tenemos representado es ese

222
00:23:04,640 --> 00:23:10,259
electrodo. Tenemos una lámina metálica introducida dentro de una disolución de nitrato de zinc de tal

223
00:23:10,259 --> 00:23:15,980
manera que la concentración de cationes de zinc 2 más sea 1 molar a 25 grados centígrados y aquí

224
00:23:15,980 --> 00:23:20,480
a la derecha lo que tenemos es el electrodo estándar de hidrógeno. En esta ampolla lo que

225
00:23:20,480 --> 00:23:26,019
hacemos es introducir hidrógeno gaseoso hasta alcanzar una presión de una atmósfera. Aquí lo

226
00:23:26,019 --> 00:23:30,720
que hacemos es introducir con este hilo esta lámina de platino que va a ser el borne, el elemento

227
00:23:30,720 --> 00:23:35,079
metálico en el cual se va a producir el intercambio de electrones y todo esto

228
00:23:35,079 --> 00:23:39,700
está introducido dentro de una disolución de ácido nítrico de tal

229
00:23:39,700 --> 00:23:45,200
manera que la concentración de hidrones sea 1 molar. Todo esto igualmente a una

230
00:23:45,200 --> 00:23:50,160
temperatura de 25 grados centígrados. Aquí tenemos el puente salino con cloruro

231
00:23:50,160 --> 00:23:55,779
de sodio y lo que hacemos es conectar los dos bornes con un voltímetro y lo

232
00:23:55,779 --> 00:24:03,599
que medimos es una diferencia de potencial de 0,76 voltios y observamos que los electrones circulan

233
00:24:03,599 --> 00:24:10,059
desde el electrodo de zinc que está actuando como ánodo hacia el electrodo estándar de hidrógeno

234
00:24:10,059 --> 00:24:15,680
que es el que está actuando como cátodo. Puesto que nosotros tabulamos los valores de las

235
00:24:15,680 --> 00:24:22,220
semirreacciones de reducción y aquí en el electrodo de zinc lo que está ocurriendo es una oxidación,

236
00:24:22,220 --> 00:24:32,400
lo que vamos a hacer es tabular el potencial estándar del electrodo no como 0,76 voltios, sino como menos 0,76 voltios.

237
00:24:32,559 --> 00:24:40,099
Y ese signo negativo lo que nos está indicando es que en el electrodo, al combinarlo con el electrodo estándar de hidrógeno,

238
00:24:40,359 --> 00:24:43,579
no ocurre una reacción de reducción, sino de oxidación.

239
00:24:45,140 --> 00:24:50,220
Aquí a continuación os voy a mostrar una tabla con distintos potenciales estándar de electrodo.

240
00:24:50,220 --> 00:24:55,980
electrodo, comenzando de arriba a abajo con los valores mayores hasta los valores menores,

241
00:24:56,099 --> 00:25:00,359
empezando con valores positivos y acabando con valores negativos. Como podéis ver,

242
00:25:00,759 --> 00:25:05,619
todas las semirreacciones están indicadas en el sentido de la reducción, como corresponde.

243
00:25:06,640 --> 00:25:13,079
El caso del electrodo de hidrógeno, al electrodo de hidrógeno, al electrodo estándar, le corresponde

244
00:25:13,079 --> 00:25:18,579
un valor cero por definición, puesto que si conecto un electrodo de hidrógeno con otro,

245
00:25:18,579 --> 00:25:26,339
para medir cuál es su potencial estándar, no ocurre ninguna reacción y entonces lo que veo es que el potencial es cero, por definición.

246
00:25:27,460 --> 00:25:35,380
Cuando yo conecte dos electrodos cualesquiera para formar una pila, viendo cuáles son los potenciales estándar,

247
00:25:35,559 --> 00:25:44,059
voy a poder decidir, en primer lugar, en cuál de ellos ocurre la similación de reducción y en cuál de ellos ocurre la similación de oxidación.

248
00:25:44,059 --> 00:25:58,500
Tal y como los tengo ordenados, aquellos electrodos con mayor valor del potencial estándar de reducción serán aquellos donde tenga más tendencia a producirse la semiración de reducción.

249
00:25:58,500 --> 00:26:06,960
Y eso quiere decir que el electrodo con mayor potencial de reducción será aquel donde la reducción ocurra, esto es, será el cátodo.

250
00:26:07,160 --> 00:26:15,880
Mientras que al revés, aquel electrodo que tenga un menor valor del potencial de reducción será aquel que tenga mayor tendencia a oxidarse.

251
00:26:16,680 --> 00:26:27,460
Y así entonces, aquel electrodo al que le corresponda el menor potencial de reducción será aquel donde ocurra la asimilación de oxidación, esto es, será el ánodo.

252
00:26:27,460 --> 00:26:46,220
Y nosotros podremos predecir cuál va a ser la fuerza electromotriz de la pila sin más que, como podéis ver en esta fórmula, restar el potencial estándar del electrodo que actúe como cátodo menos el potencial estándar del electrodo que actúe como ánodo.

253
00:26:46,220 --> 00:26:53,819
Como ejemplo, vamos a ver qué es lo que ocurriría si quisiéramos determinar qué es lo que pasa en la pila de zinc y cobre.

254
00:26:54,420 --> 00:27:06,119
Bueno, pues lo que vamos a hacer es buscar en primer lugar el zinc. Aquí lo tenemos. Zinc 2 más se reduce con dos electrones a zinc sólido. Cuando eso ocurre, el potencial estándar es menos 0,76.

255
00:27:06,119 --> 00:27:24,859
Y en cuanto al caso del cobre, lo vamos a encontrar en la parte anterior. Y aquí tenemos la reducción del cobre 2+, que gana 2 electrones, para formar cobre. Cobre sólido. Y el potencial estándar, cuando unimos este electrodo con el electrodo estándar de hidrógeno, es 0,34 voltios.

256
00:27:24,859 --> 00:27:33,119
Aquel de los dos electrodos que tenga mayor potencial de reducción, esto es, el electrodo de cobre, actuará como cátodo

257
00:27:33,119 --> 00:27:41,079
Y eso quiere decir que al conectar el electrodo de cobre con el de zinc, la asimilación de reducción corresponderá al electrodo de cobre

258
00:27:41,079 --> 00:27:48,099
Aquel que tenga menor potencial, en este caso se dotaba del de zinc, será el que actúe como ánodo

259
00:27:48,099 --> 00:27:52,180
Y eso quiere decir que la asimilación de oxidación corresponderá al zinc

260
00:27:53,000 --> 00:27:58,440
¿Cómo determinar la fuerza electromotriz de la pila, la que se forma uniendo el electrodo de zinc con el de cobre?

261
00:27:58,440 --> 00:28:12,220
Pues tenemos que restar al potencial estándar del cátodo, que aquí teníamos el cobre, era 0,34, le tenemos que restar el potencial del zinc, que lo teníamos aquí, y es menos 0,76.

262
00:28:12,220 --> 00:28:22,779
Si restamos 0,34 menos menos 0,76 obtenemos el valor 1,10 voltios que habíamos visto anteriormente cuando habíamos descrito la pila de corriente.

263
00:28:23,779 --> 00:28:29,440
Con todo esto que hemos visto en esta videoclase ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 1 al 4.

264
00:28:32,019 --> 00:28:38,000
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios.

265
00:28:38,660 --> 00:28:42,400
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web.

266
00:28:43,099 --> 00:28:48,619
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual.

267
00:28:48,619 --> 00:28:50,779
Un saludo y hasta pronto.