Tutoría 16 de diciembre | Mediateca de EducaMadrid

Inicio ya la grabación, para que lo tengáis en cuenta. 00:00:00

Ahora nos toca ver la segunda parte de las técnicas electroquímicas, 00:00:05

que son otro tipo de técnicas u otro tipo de parámetros que tenemos que tener en cuenta 00:00:11

cuando llevamos a cabo nosotros una técnica electroquímica. 00:00:15

La primera cosa que vamos a ver sería la caída ómnica. 00:00:20

La caída ómnica también se le llama potencial de ohm o caída de ohm. 00:00:24

Si veis el don por ahí puesto, pues va dirigido por ahí. Eso es un parámetro que está relacionado sobre todo con la parte de la potenciómetría. 00:00:28

Si nosotros tenemos un circuito, si tenemos una celda, que tenemos unas disoluciones, siempre todas las celdas van a presentar una pequeña resistencia. 00:00:39

Y si nosotros estamos moviendo electrones, pues esa cantidad de electrones que se están moviendo nos van a dar una intensidad. 00:00:51

Entonces, esa intensidad y esa resistencia tenemos que tenerla en cuenta nosotros. De forma que, si nosotros tenemos una celda galvánica, acordaros que las celdas galvánicas son las celdas o las pilas en las que nosotros producimos energía y producimos un potencial. 00:00:56

Si nosotros tenemos una celda galvánica y esperamos que se produzca un potencial de 0,97 voltios, 00:01:13

muchas veces, no, siempre va a pasar que el potencial que nosotros obtenemos no es el esperado debido a esta caída de ohm. 00:01:23

Esta caída de ohm es un potencial que se genera debido a eso, debido a la resistencia de la propia celda 00:01:31

y a la intensidad creada por el movimiento de los electrones que se producen por las redes que tienen lugar. 00:01:37

Entonces, ese potencial de ohm va a hacer que el potencial que nosotros estamos esperando sea menos que el que se obtiene realmente. 00:01:42

Si nosotros tenemos una pila y tenemos una celda, para que tenga lugar una reacción, pues si es espontánea, esa reacción va a generar una cantidad de voltios. 00:01:53

Y nosotros no vamos a obtener esos voltios que serían los teóricos, vamos a obtener menos. 00:02:07

Y ese menos es la caída ómnica. 00:02:12

¿Cómo calculamos la caída ómnica? 00:02:14

Sería la intensidad expresada en amperios por la resistencia expresada en ohmios. 00:02:16

Si nosotros lo multiplicamos, tendríamos la caída ómnica. 00:02:22

Y si restamos el potencial esperado menos la caída ómnica, tendríamos entonces el potencial real. 00:02:25

En muchas prácticas intentamos obtener ese potencial. 00:02:35

y a lo mejor decimos, bueno, pues vamos a tener un potencial de 1,5 voltios, que es el que tiene la pila, 00:02:39

y con esto voy a encender un LED y de repente el LED no se enciende. 00:02:44

Pues eso es porque el potencial que yo estoy obteniendo realmente no es 1,5 voltios, 00:02:48

a lo mejor es 1,46 y no tengo potencial suficiente para poder encender el LED o encender la bombilla o lo que sea. 00:02:52

Entonces, esa caída única la vamos a ver reflejada en las pilas galvánicas en una disminución, 00:02:59

en una disminución del potencial 00:03:06

y en las pilas electrolíticas 00:03:11

como pasaría 00:03:13

entonces nosotros la pila electrolítica 00:03:14

son las que tenemos que aportar 00:03:16

una cantidad de energía 00:03:18

un potencial mejor dicho 00:03:20

que tenemos que aplicar un potencial 00:03:21

para que tuviera lugar esa reacción 00:03:22

si decimos vale 00:03:25

para que tenga lugar 00:03:27

una reacción 00:03:29

la pila Daniel por ejemplo 00:03:31

que es la del zinc 00:03:33

y la del zinc 00:03:34

y la del cobre 00:03:37

esa si sucede de forma espontánea 00:03:39

produciría 1,10 voltios 00:03:41

si nosotros creemos 00:03:44

que suceda al revés 00:03:46

la que sucede de forma espontánea 00:03:47

si os acordáis 00:03:50

o la tenéis un poco en mente 00:03:51

en el ánodo estaba el zinc 00:03:53

y en el cátodo estaba el cobre 00:03:55

de forma que en el ánodo 00:03:56

como está el zinc, el zinc se oxida 00:03:58

y pasa del zinc metálico a zinc 2 más 00:04:01

y en el cátodo se reduce el cobre, por lo que pasa de cobre dos más a cobre cero. 00:04:02

La tenéis así un poco en mente. 00:04:11

Si yo quiero al revés, que se reduzca el fin porque quiero obtener fin metálico o por lo que sea, 00:04:13

necesitaría aplicar un potencial estipulado. 00:04:19

Si decimos, bueno, pues yo teniendo en cuenta los potenciales estándar B reducido y todo eso, 00:04:23

sé que el potencial que tengo que aplicar es de 1,10 voltios. 00:04:27

Si nosotros aplicamos 1,10 voltios exactamente, con todos los ceros que queráis, llegaríamos a un potencial de cero. 00:04:30

Así, teóricamente, diríamos 1,10 que hace falta para que tenga lugar la reacción, más 1,10 que yo aplico, sería un potencial de cero. 00:04:39

Si llegamos a un potencial de cero, tenemos un potencial de cero, realmente estamos en el equilibrio de la reacción. 00:04:50

si estamos en el momento del equilibrio 00:04:57

el potencial que tenemos es cero 00:04:59

que es la forma en la que podemos ver nosotros 00:05:01

que se ha llegado al equilibrio de la reacción 00:05:03

y decimos, vale, pues en vez de 1,10 00:05:05

para que no esté en el equilibrio 00:05:07

voy a aportar 1,11 00:05:09

eso hay muchas veces 00:05:10

que no obtenemos ese zinc metálico 00:05:13

es decir, en una pila 00:05:16

electrolítica tendremos que 00:05:17

aportar más potencial 00:05:19

del teórico para que tenga lugar 00:05:21

la reacción no espontánea 00:05:23

Cuanto más, el debido a la caída ómnica, que dependerá de la intensidad y la resistencia que tengamos nosotros. De forma que nosotros en una pila galvánica diríamos que el potencial de la pila sería el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo, en lo que estábamos viendo antes, los potenciales de reducción de la pila. 00:05:25

Si nosotros tenemos en cuenta la intensidad y la resistencia, el potencial de la pila realmente sería el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo menos la caída ómnica, que es I por R. 00:05:50

La intensidad y la resistencia podemos calcularlas o podemos medirlas. 00:06:04

Por lo que el potencial de la pila siempre se va a ver más pequeño de lo esperado. 00:06:08

Vamos a tener menos potencial que el que nosotros habíamos calculado. 00:06:13

En una pila electrolítica, el potencial de la pila es el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo. 00:06:17

Este resultado siempre saldría negativo porque es una pila electrolítica. 00:06:31

El potencial de esa pila que tenemos nosotros, si tenemos en cuenta intensidad y resistencia, será lo mismo. 00:06:36

el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo menos la caída ómica, que es ir por R. 00:06:43

De forma que el potencial de la pila se va a hacer cada vez más negativo. 00:06:50

Si yo tengo aquí menos 1,10 voltios y le quito 0,03, pues es cada vez más negativo. 00:06:55

Ahí sí tenemos que diferenciar entre el potencial de la pila y el potencial aplicado. 00:07:02

El potencial que vamos a aplicar nosotros, si es un potencial positivo, porque es un potencial que aplicamos nosotros, 00:07:09

entonces lo aplicamos con signo positivo para que tenga lugar la reacción. 00:07:18

Entonces, el potencial que vamos a aplicar sería menos el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo menos I por R. 00:07:21

Y cada vez vamos a tener que aplicar más potencial. 00:07:33

Entonces, diferenciar sobre todo entre el potencial de la pila, si yo estoy midiendo algo, o el potencial que tenemos que aplicar. El potencial de la pila en una pila electrolítica siempre va a ser negativo. Y el potencial aplicado sería lo mismo, si queréis, que menos el potencial de la pila, si no queréis hacer tanto paréntesis aquí y tanta cuenta. 00:07:35

entonces sería el mismo potencial 00:07:59

el número sería lo mismo pero 00:08:01

con signo positivo 00:08:03

de esta manera pues ya estamos controlando 00:08:05

la intensidad y la resistencia 00:08:12

porque en el circuito al final no podemos 00:08:14

aislar la parte si todo contribuye 00:08:16

acordaros de 00:08:18

la ley de Ohm 00:08:20

que nos decía la relación que había entre 00:08:22

la intensidad, la resistencia y el potencial 00:08:24

por eso se le llama potencial de Ohm 00:08:26

porque tenemos en cuenta intensidad y resistencia 00:08:28

y eso 00:08:30

si multiplicamos intensidad por resistencia 00:08:32

daría el potencial 00:08:34

entonces caída ónica, potencial león 00:08:35

ahora, otra de las cosas 00:08:37

otro de los parámetros que pueden afectar 00:08:39

a las 00:08:42

resultados que obtenemos 00:08:44

nosotros 00:08:46

será la polarización 00:08:46

si nosotros tenemos una semipila 00:08:49

esta que tenemos por aquí 00:08:52

por ejemplo 00:08:54

en la otra parte pasaría igual 00:08:55

tenemos una semipila 00:08:58

y teníamos nuestra disolución 00:09:00

que tenemos ahí iones de disolución, si el puente salino no ha filtrado mucho 00:09:01

se van quedando ahí los iones de disolución 00:09:06

tenemos nuestro electrodo que está hecho de lo que sea 00:09:09

y aquí vamos a poner el ejemplo del zinc, de la oxidación del zinc 00:09:12

partimos del zinc metálico y el zinc metálico poco a poco va dando lugar a zinc más 2 00:09:21

que serían estas bolitas que hay por aquí 00:09:28

Si nosotros cogemos y medimos el potencial, justo como está puesto aquí y tenemos por aquí iones sin más 2, el potencial es una medida o es un parámetro que depende de la concentración. 00:09:31

Y la concentración no es la misma la que tengo aquí que la que tengo aquí. Aquí no tengo bolitas azules. 00:09:47

Entonces, si el potencial se ve influido por la concentración y nosotros tomamos la medida en esta zona en vez de en esta, 00:09:53

pues el potencial va a ser diferente que si lo tomáramos en esta. 00:10:01

Entonces, la polarización, lo que tenemos que intentar evitar, esas son diferencias que hay debido a una mala homogeneidad o una mala medida. 00:10:04

La polarización, como me decían los de presencial, ¿es buena o mala? Pues mala. 00:10:14

porque estamos desviando los valores 00:10:19

y estamos falsificando los resultados que tenemos nosotros 00:10:22

entonces para evitar esta polarización 00:10:25

nosotros podemos tener agitación 00:10:28

si yo agito y tengo una agitación aquí constante 00:10:30

con un imán, todas estas bolitas se van a homogenizar 00:10:33

y voy a tener por todos los lados 00:10:37

de manera que la muestra que yo tome sea de aquí o de aquí 00:10:39

tendrá la misma cantidad de iones y de solución 00:10:42

y yo podré tomar un potencial que sea lo más verídico, lo más fiable posible. 00:10:46

Que no tenemos opción de agitar, que es muy raro porque si no tenemos un imán 00:10:52

tenemos la mano para agitar y nosotros vamos a agitar con la mano. 00:10:56

Entonces, si no tenemos la agitación, bueno, pues podemos aumentar la temperatura. 00:11:00

Con la temperatura, si hacemos un aumento de temperatura, también cambiamos la solubilidad, 00:11:05

entonces los iones están más disueltos y vamos a poder tener todo como más homogéneo. 00:11:09

Si tampoco tenemos la temperatura, sería la superficie que tenemos del electrodo 00:11:14

Si el electrodo es más grande, mejor 00:11:22

Entonces para evitar la polarización deberíamos aumentar la superficie del electrodo 00:11:25

Y por último, lo que también tendríamos que tener en cuenta sería el pH de la disolución 00:11:30

Ya que puede influir en el resultado y en el potencial 00:11:37

Entonces, haciendo el pH más ácido, aumentando la cantidad de protones o disminuyendo el pH, también evitaríamos esta polarización. 00:11:41

Son las tres maneras en las que podemos actuar para que no influya o para que no se desvíen los resultados experimentales del resultado esperado. 00:11:51

Y otra de las cosas que tiene que ver con la formación de los reactivos y con la medida del potencial y la concentración que tengo yo es el sobrepotencial o la energía de activación. 00:12:06

Si os acordáis un poco del año pasado, de la parte que visteis de cinética, si yo quiero que tenga lugar una reacción, necesito que se alcance una energía, que es la energía de activación, para que se produzcan esos productos. 00:12:19

Para eso estaba la parte de los catalizadores. El que la energía de activación esté más alta o más baja ayuda a la facilidad o no con la que se tienen que producir los reactivos e influye en la velocidad de la reacción. 00:12:33

Entonces los catalizadores lo que hacían es intentar disminuir el tramo este o bajar el nivel de la energía de activación, de forma que por eso la reacción ya era más fácil de hacer o se producía más rápido o no teníamos tanto problema al hacerla. 00:12:56

entonces aquí pasa igual 00:13:14

partimos de unos reactivos, estos reactivos 00:13:16

tienen que alcanzar una energía de activación 00:13:18

para que se formen los productos 00:13:20

y todo esto pues claro 00:13:22

si nosotros no llegamos a la energía 00:13:24

de activación no conseguimos los productos 00:13:26

y eso va a influir en el resultado 00:13:28

final, por lo que 00:13:30

realmente 00:13:32

la parte del potencial 00:13:34

de la pila 00:13:37

vamos a tenerla como si fuera 00:13:39

galvánica que se ve más 00:13:40

La potencial de la pila al final sería el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo menos la caída única menos el potencial de sobrepotencial. 00:13:43

Este realmente nosotros no vamos a verlo, nos vamos a centrar en la intensidad y la resistencia. 00:13:59

Este sabéis que existe y lo tenéis en cuenta, pero no vamos a hacer ejercicios sobre ello. Si sabemos cuál es el potencial de la energía de activación, simplemente restarlo y es un número más. 00:14:05

Pero no vamos a trabajar en cómo calcular este sobrepotencial ni nada de eso. Nos quedamos con el lipo RR. La polarización no entra en la fórmula porque la polarización la vamos a evitar con todas las cosas que hemos dicho de la agitación, la aumenta de temperatura, todo lo que va diseñado a la homogenización de la disolución. 00:14:19

entonces eso es simplemente la calidad única 00:14:42

que es otro potencial que tenemos que tener en cuenta 00:14:45

cuando nosotros estamos trabajando con una pila 00:14:47

vale, a la siguiente técnica que vamos a ver sería la electrogravimetría 00:14:52

la electrogravimetría es una técnica electroquímica 00:15:00

en la que la muestra forma parte de un circuito 00:15:03

como hemos visto en todas las anteriores 00:15:07

cuando la muestra forma parte de un circuito 00:15:09

Lo que vamos a hacer, sobre todo, se suele hacer para la reducción. Va más orientada a la parte de la reducción. 00:15:11

Lo que vamos a hacer es separar los componentes que tiene la muestra o transformar los componentes que tiene la muestra en función de su número de oxidación. 00:15:20

De forma que si nosotros tenemos cobre E2, como teníamos en la disolución, vamos a obtener cobre metálico. 00:15:29

Nosotros tenemos una disolución de cobre más dos, pasa la electricidad o pasa la carga eléctrica por esa disolución y vamos a conseguir que se deposite el cobre metálico, porque queremos obtener cobre metálico para lo que sea. 00:15:38

Por eso, aquí es una de las técnicas en las que hay una transformación total de la materia. 00:15:55

En la parte de potenciómetría y conductometría, si yo hago una medida directa, yo pongo el electrodo dentro de la disolución, hago la medida, mido la conductividad, mido el potencial y luego ya la muestra la devuelvo donde sea. 00:16:02

De hecho, en la misma muestra podemos meter los dos electrodos, el electrodo de pH y la celda de conductividad. 00:16:19

Y la muestra sigue intacta. 00:16:26

Si hago una valoración, ya no, pero no por la técnica, que sea el potenciómetro lo que transforma, 00:16:28

sino porque estoy añadiendo otro agente, que es la reacción que se da entre el agente valorante y la disolución que tengo yo. 00:16:34

Entonces, eso no tiene nada que ver. 00:16:40

La técnica potenciómetrica en sí, lo que es el circuito o la carga que hay, todo eso, no influye en la transformación de la materia. 00:16:42

Lo que influye es la relación que se da con otro agente. 00:16:52

Aquí sí, nosotros al pasar la muestra que forme parte de un circuito, estamos consiguiendo transformar ese analito que nos interesa a nosotros en un analito con el mismo elemento, 00:16:55

pero con otro número de oxidación diferente y no puedo volver para atrás. 00:17:06

No puedo redisolver ni puedo echar para atrás. Una vez que ya lo tengo precipitado, pues volver otra vez a la disolución no se puede. 00:17:10

Aquí tendríamos, por ejemplo, si es una reducción, tendríamos un elemento. 00:17:20

A la hora de reducir, lo que hacíamos era, ¿os acordáis si captar o ceder electrones? 00:17:26

En la reducción lo que hacemos es captar electrones para disminuir nuestro número de oxidación. 00:17:33

Y en la oxidación al revés, lo que hacemos es ceder electrones y se aumenta el número de oxidación. 00:17:45

Por lo que tenemos un elemento que pasa a otro analito más electrones, estamos ante una oxidación. 00:17:52

Aquí ha aumentado el número de oxidación. 00:18:01

Este pasa en algunas cosas, en algunos elementos, en algunos analitos un poquito más raros, que se salen de la regla. La excepción que confirma la regla serían estos. 00:18:03

Lo que suele ser el óxido de plomo, por ejemplo, el cloruro de plata, son los que más se suele trabajar con ellos. Normalmente lo que hacemos es conseguir una reducción, que sería lo que tengo aquí. 00:18:15

Yo tengo un elemento, al coger electrones, al captar electrones de algo, pues se obtiene un número de oxidación, el mismo elemento con un número de oxidación más pequeño y que suele estar en forma metálica. 00:18:29

Por eso digo que normalmente se trabaja con la reducción para conseguir metales puros. Cobre puro, plata pura, oro puro, zinc puro. No todos son agradecidos para la electrogravimetría por el tipo de disolución que se tiene, porque se puede oxidar de otra manera, porque puedan reaccionar con otras cosas, pero normalmente se utiliza para eso. 00:18:42

¿Cómo voy a trabajar yo en la electrogravimetría? 00:19:09

Bueno, pues el fundamento de la técnica se basa en la pesada 00:19:12

en la materia que yo consigo obtener cuando ha tenido lugar esa reducción o esa oxidación 00:19:16

Si yo tengo una muestra en la que tengo algún ión disuelto 00:19:22

me quedo con el mismo que teníamos de la pila Daniel y el cobre en este caso 00:19:26

que a lo mejor visualmente ya lo tenéis más claro que se reduce 00:19:32

Yo tengo una disolución de cobre y no sé cuál es la concentración que tengo de cobre 00:19:35

Pero sí que hay cobre en esa disolución 00:19:39

Yo pongo la muestra que forma parte de un circuito y obtengo cobre precipitado 00:19:42

Yo puedo pesar ese cobre y decir pues he tenido 7 gramos de cobre 00:19:48

Y es lo que me interesa a mí 00:19:51

Para saber que esa disolución tenía un 7% de cobre o un 5% o un 93% de cobre 00:19:53

Entonces se va a basar en la pesada 00:20:00

Para ello necesitamos balanzas analíticas y trabajar con mucha exactitud y mucha precisión, porque en muchos casos la cantidad que se deposita, la cantidad que precipita, no es muy elevada y entonces con una granataria no nos permite obtenerla. 00:20:02

Entonces para ganar en exactitud y en precisión trabajamos con balanzas analíticas. 00:20:18

¿Cómo vamos a hacerlo? Nosotros tenemos un electrodo, una celda en la que vamos a tener un electrodo. Ese electrodo lo pesamos en seco. 00:20:23

Y apuntamos la pesada que hemos obtenido. Lo ponemos dentro de la disolución y aplicamos el potencial para que haya una intensidad y todo lo del circuito que ya sabemos. 00:20:32

Debido a esa carga que está trasvasando y a la reacción que se da, normalmente influye el agua. 00:20:46

El análisis del agua, que el agua se descomponga en sus dos componentes de hidrógeno y oxígeno, suele afectar. 00:20:52

Cuando vengáis a biotecnología, si hacéis la práctica de la electroforesis, a ver si os podéis fijar, se lo decís a Susana, también se lo diré yo que lo enseñe, pero por si se nos olvida alguna de las dos, si os acordáis vosotros ya somos tres, para que os enseñe la electrolisis del agua. 00:20:59

Se ven las burbujitas y eso es la descomposición del agua, pero es al principio. 00:21:18

Nosotros tenemos una disolución que está formando parte de un circuito. 00:21:29

Al pasar parte de ese circuito hay una liberación o una captura de electrones. 00:21:33

En nuestro caso capturamos electrones y el cobre que teníamos disuelto pasa a reducirse. 00:21:37

Como pasa de cobre más dos a cobre cero, el cobre cero como está en estado metálico, pues es un metal y se va depositando en el electrodo. 00:21:43

Termina la valoración. Yo saco el electrodo, lo limpio, lo seco y lo vuelvo a pesar. 00:21:52

Y la diferencia de peso entre la pesada del electrodo vacío y la diferencia de pesada con el cobre que se ha depositado es la cantidad de cobre que yo tengo. 00:21:58

Entonces ya sé que tengo 3,5 gramos de cobre. Y luego ya si me hace falta saber simplemente cuánto obtengo, eso, si me hace falta saber a cuánto corresponde de la muestra original, pues ya lo expresamos en concentración de porcentaje peso-peso, peso-volumen, en molalidad, lo que haga falta según lo que nos pida. 00:22:06

Ahora, preguntas que nos pueden surgir 00:22:24

Pues lo primero, si yo lavo el electrodo, ¿no se va a caer el precipitado que tengo? 00:22:29

Porque yo he dicho, una vez que ha terminado la reacción, yo saco el electrodo, lo lavo y luego lo peso 00:22:36

Sí, claro, entonces tenemos, por eso digo que no todas las sustancias son agradecidas para la electrogradimetría 00:22:41

Necesitamos sólidos que se adapten bien al electrodo 00:22:47

que no se pierda, que no sean muy espumosos 00:22:51

sino que sean sólidos, que se fijen bien 00:22:54

que sean más bien regulares a ser posible 00:22:56

que no sean solubles en el agua 00:23:00

porque si lo damos a arrastrar o se disuelven en el agua 00:23:04

pues ya se nos irían y tendríamos datos que no son 00:23:06

muy fiables que digamos 00:23:09

y lo otro que podemos pensar también es 00:23:11

yo tengo que sacar el electrodo cuando se haya terminado la reacción 00:23:14

y cuando se termine la reacción 00:23:18

Bueno, pues para ver cuándo se termina una reacción, tenemos varias opciones. La primera sería observar si hay algún cambio de color en la disolución, que esa no siempre es fiable, porque ya sabéis que igual que el año pasado en las valoraciones, pues lo del color es muy personal y hay quien ve color donde otros no. 00:23:20

entonces bueno, tendríamos que ver si la disolución 00:23:42

tiene algún color marcado o no 00:23:45

y en ese caso si podríamos utilizar 00:23:46

si no, podríamos 00:23:48

hacer una valoración 00:23:51

cogemos una alícuota de la muestra, hacemos una valoración 00:23:52

si vemos que 00:23:55

si hay contenido, pues seguimos 00:23:56

con la electrogrametría 00:23:59

y vamos cogiendo alícuotas de muestra y haciendo valoraciones 00:24:00

¿que se nos va el tiempo? 00:24:03

sí, bueno pues entonces hay otra opción que es 00:24:04

no sumergir el electrodo del todo 00:24:07

si nosotros dejamos el electrodo 00:24:09

un poquito fuera de la disolución, 00:24:10

pues cuando creamos que ya ha podido ser 00:24:15

por las condiciones de la disolución, 00:24:18

por el tiempo, por algún indicador que tengamos 00:24:19

o porque lo conocemos más o menos como es, 00:24:21

lo que hacemos es, una vez que pensemos 00:24:23

que hemos llegado al punto final 00:24:26

o al final de la valoración, 00:24:27

terminamos de sumergir el electrodo. 00:24:29

Si vemos que sigue habiendo algún cambio 00:24:31

y que hay variables en el electrodo, 00:24:33

pues es que todavía no ha terminado. 00:24:35

¿Vale? Que a lo mejor esa es la más sencilla 00:24:36

junto con el cambio de color. 00:24:38

la valoración se nos va un poquito 00:24:39

en el tiempo 00:24:41

que a lo mejor es más pesado tener 00:24:44

ganando valoraciones de diferentes alícuotas 00:24:45

y dejar ahí a medias una cosa 00:24:47

y eso 00:24:49

vale 00:24:51

ahora, ¿para qué vamos 00:24:53

a tener la 00:24:55

electrogrametría cuando la podemos usar? 00:24:57

pues lo que decía, para la obtención de metales 00:25:00

puros, pues yo quiero tener plata pura, quiero tener 00:25:01

cobre puro, quiero tener níquel puro 00:25:03

y esos metales que tenemos puros 00:25:05

pues los podemos utilizar 00:25:08

para dar los baños a ciertos 00:25:09

productos, para hacer una pulsera 00:25:11

con un baño de plata, o los Oscar 00:25:13

los Oscar por ejemplo 00:25:15

no es oro macizo 00:25:16

antes, mucho mucho antes 00:25:18

de los primeros, pues a lo mejor si 00:25:21

no que fuera oro macizo 00:25:23

oro puro, pero a lo mejor si 00:25:25

el 80% era oro y luego ya ponía 00:25:27

alguna cosa más, ahora no 00:25:29

ahora es una resina que van 00:25:31

dándole baños de diferentes metales 00:25:33

y el baño final es oro 00:25:35

que lo pulen y todo eso 00:25:37

Pero el oro lo obtienen por una electrogravimetría. Entonces, ¿cuánto oro necesitamos para cubrir un Oscar? Por ejemplo, en el examen de los de presencial de este año, pues era eso. Tengo un Oscar que pesa 4 kilos y el 3% es oro. 00:25:38

Pues cuánto oro necesitamos conseguir a través de una electrogravimetría para poder cubrir ese oro, que al final le vamos a dar un baño de oro a eso, ¿vale? Digo el Oscar, como digo las pulseras de plata también, ¿vale? Algunas aleaciones que queramos conseguir, cosas de esas, pues serían las principales aplicaciones. 00:25:59

Luego, para la parte de análisis, se utiliza menos, es más para conseguir producto. Para obtener información de una muestra y caracterizar la muestra, quizás se puede utilizar menos. Me han timado con una pulsera y me han dicho que tiene un 80% de plata. Vamos a ver si es verdad. Ahí podríamos hacer ese tipo de cosas. 00:26:15

Ahora veríamos la voltamperometría. La voltamperometría es una técnica que sigue siendo una técnica electroquímica, pero no tenemos una transformación total de la materia. 00:26:41

Es una especie de transformación parcial. La voltamperometría cada vez le está dando más uso para caracterización de resultados, para la parte de materiales, que a lo mejor la veis en ensayos físicos. 00:26:58

Para parte de química analítica no la tenemos tanto, no la utilizamos tanto. Se utiliza mucho, o bueno, donde tiene unas aplicaciones que se utilizan bastante es en la parte de los biosensores. 00:27:17

Entonces, como referencia o como control de biosensor tendríamos que tenerlo. Incluso los relojes o todos los medidores estos de oxígeno en sangre, pues todo eso se puede hacer con la voltamperometría, pero no es una de las técnicas más utilizadas. 00:27:32

Por eso tampoco vamos a meternos mucho en el detalle de la vuelta en parametría, pero que veáis un poco cómo se trabaja. Normalmente lo que se estudia más que hacer ejercicios a nivel cuantitativo, vamos a intentar obtener información cualitativa y a trabajar con gráficas para que nos den toda la información que necesitamos nosotros. 00:27:53

Para la parte cuantitativa, nosotros no vamos a trabajar mucho con ello. Nos vamos a quedar en la parte de las gráficas e intentar interpretar eso que nos va diciendo ahí. 00:28:14

Decíamos que es una técnica analítica y que nosotros la vamos a obtener para obtener información de una determinada especie o un determinado analito. 00:28:31

Para ello nos vamos a fijar en las corrientes eléctricas que se generan debido al potencial. Vamos a intentar ver cómo varía la intensidad en función del potencial que nosotros tenemos. El potencial aplicado y el tiempo, que es otra de las cosas que podemos tener, sería la variable independiente y la corriente sería la variable dependiente. 00:28:40

Ahora, imaginad, nosotros tenemos una especie química 00:29:03

Para que nosotros tengamos una, aunque yo he hablado de la transformación parcial y todo eso 00:29:08

Pero para que se tenga en cuenta una propiedad electroquímica que queramos mirar nosotros 00:29:13

Pues como mínimo necesitamos que la especie sea electroactiva 00:29:18

Pero eso lo hemos visto en potenciometría y en conductometría 00:29:21

Lo que sea electroactiva, bueno, pues que se tiene que oxidar o que se tiene que reducir 00:29:24

Que tiene que haber una transferencia de electrones 00:29:29

Entonces, para que tenga lugar esa reacción y para que se inicie, vamos a trabajar o vamos a tener un electrodo de trabajo, que es el que va a suministrar el potencial que necesitamos, el teórico, para que tenga lugar esa reacción. 00:29:31

El potencial teórico que viene definido por la ecuación de Nernst y por todas las tarjetas que decimos nosotros que tenemos, esas que consultamos de los potenciales estándar y todo eso. 00:29:47

lo que se puede trabajar 00:29:56

con las potenciómetrías 00:30:01

yo que sé, por ejemplo 00:30:03

con la dopamina 00:30:05

si os suena la dopamina 00:30:09

la dopamina, aunque no sepáis la fórmula 00:30:12

que no tenéis que saberla 00:30:14

la dopamina en toda su estructura que tiene 00:30:15

tiene un enlace carbonilo 00:30:19

que es un carbono que está unido por un doble enlace 00:30:22

a un oxígeno. 00:30:25

Para que la dopamina se oxide 00:30:28

necesitamos que se aplique un potencial 00:30:33

y un potencial adecuado con todo lo que hemos visto antes 00:30:36

de la ecuación de NERDS, la polarización, 00:30:39

la caída ómnica y todo esto. 00:30:43

¿Qué potencial ponemos? 00:30:46

Lo que se suele hacer es un scan, 00:30:47

se suele hacer un barrido de potencial 00:30:49

y vamos viendo los diferentes valores que hay. 00:30:51

Ahí yo digo que pueden influir muchísimas variables. 00:30:55

Ahí, si vemos una variación o podemos estudiar el potencial respecto al tiempo, 00:31:00

pues vamos a tener una gráfica en la que nosotros veamos el potencial con respecto al tiempo, 00:31:06

que es lo que estamos viendo. 00:31:12

Y vamos viendo la variación de potencial. 00:31:13

Entonces, ahí a lo mejor lo que podremos ver normalmente, 00:31:16

que se obtiene una cosa así, un pico y una bajada, ¿vale? 00:31:22

Y ahí podríamos ver el cambio que van teniendo. 00:31:30

Aquí tendríamos el tiempo y aquí el potencial expresado en voltios, en milivoltios, ¿vale? 00:31:36

Pongo voltios que son los del sistema internacional. 00:31:44

Entonces ahí vamos controlando un poco la reacción a lo largo del tiempo 00:31:48

y el desarrollo de la reacción. 00:31:52

Entonces ahí se ve como una especie de triángulo. 00:31:56

Otra aplicación que podéis tener vosotros sobre la vuelta en parametría 00:32:01

es más la que venía en la presentación, 00:32:05

que es trabajar con la intensidad frente al potencial. 00:32:08

Aquí vamos a tener unas curvas muy parecidas 00:32:14

a las del potencial y a las de la reacción potenciométrica. 00:32:17

¿Vale? Pero, claro, aquí en valoración potenciométrica poníamos los mililitros y aquí el potencial, no, aquí, ahora vamos a tener el potencial aquí y la intensidad aquí. 00:32:21

Entonces vamos a ir viendo cómo varía una en función de la otra. 00:32:31

¿Vale? Normalmente, es obvio que nos dan información cualitativa, ¿vale? Que es la parte que nos puede interesar y ver el desarrollo o la evolución de la reacción. 00:32:35

Cosas que podemos ver aquí o que nos puedan interesar 00:32:49

La primera sería la corriente límite 00:32:54

Corriente límite o intensidad límite 00:32:57

Esta sería la concentración que necesitamos para la parte cuantitativa que nosotros nos la vamos a ver 00:32:59

A nivel cuantitativo hay una relación proporcional entre la intensidad y la concentración 00:33:05

De forma que al aumentar la concentración aumenta la intensidad 00:33:10

¿Por qué? Porque la intensidad al final depende de la cantidad de electrones que tengamos 00:33:14

Y si nosotros los moles de electrones dependen de la cantidad que tenemos de reactivo, porque por cada X gramos de reactivo o X moles de reactivo necesitamos no sé cuántos moles de electrones para dar tantos productos. 00:33:18

Entonces, al final, al aumentar la concentración tiene que haber un aumento de la intensidad. 00:33:30

Igual que en la parte de potenciometría trabajábamos con un punto de inflexión que nos iba a dar la cantidad de agente valorante que hemos gastado nosotros para tener la alta concentración, 00:33:39

Aquí se suele trabajar con la intensidad límite, que simplemente es dividir, o sea, con la intensidad un medio, la intensidad límite un medio, que sería dividir entre dos la intensidad límite y si nosotros bajamos esta intensidad límite un medio, bajamos y vemos con qué potencial se corresponde, nos va a dar información sobre el potencial semionda, que sería este punto de aquí. 00:33:48

Aquí este potencial semionda nos da información cualitativa, porque nos da información sobre el potencial de una determinada reacción. 00:34:14

Y esa determinada reacción, sea una reacción de oxidación o una reacción de reducción, va a ser propia de cada elemento. 00:34:23

Es decir, el potencial semionda del zinc es siempre el mismo, el potencial semionda del cobre es siempre el mismo, el potencial semionda de la plata es siempre la misma. 00:34:31

De forma que si nosotros conocemos cuál es el potencial semionda, podemos saber cuál es la sustancia con la que estamos trabajando. 00:34:39

Por eso digo que nos puede dar información a nivel cualitativo que es lo que nos interesa. 00:34:48

¿Que tenemos una sustancia? Pues veríamos esto, esta gráfica. 00:34:54

¿Que tenemos dos sustancias? Pues tendríamos una gráfica muy similar, un poquito más compleja, porque se verían dos subidas de estas. 00:34:57

Pero podríamos calcular dentro de una mezcla cuál es la especie que tiene, las especies que se encuentran. En los apuntes es verdad que viene un poquito más desarrollado los diferentes tipos de ondas que podemos encontrar, pero yo creo que hasta aquí no sirve. 00:35:03

Como equipo, que a lo mejor sí me interesa más que la parte del equipo que tenemos 00:35:23

Para la paleta de parametría vamos a tener una disolución 00:35:32

En función del analito que tengamos, tendremos una disolución 00:35:36

Y luego tendremos un electrodo 00:35:41

De electrodos vamos a tener tres 00:35:43

Vamos a tener un electrodo de trabajo, un electrodo auxiliar y un electrodo de referencia 00:35:46

Entre los tres van conectándose. ¿Qué diferencia tenemos entre los tres o qué información nos puede abordar cada uno? El principal electrodo sería el electrodo de referencia que se suele utilizar el electrodo de calomelanos y ese pasa como siempre. 00:35:51

Es el que tiene un potencial cero para que nosotros podamos medir los otros dos. 00:36:07

El electrodo de referencia que tenemos junto con el electrodo de trabajo nos va a permitir ver esa diferencia de potencial que es la que estamos buscando. 00:36:14

Porque el electrodo de referencia está constante y el electrodo de trabajo es el que era sensible a las diferentes concentraciones de iones que tenemos. 00:36:23

Pero aquí tenemos un electrodo auxiliar. 00:36:32

Aquí yo creo que sería mejor si estamos trabajando con una celda en la que está todo mezclado y no las tenemos de forma independiente. 00:36:35

Entonces tendríamos una disolución, hemos dicho, y la tenemos por aquí. 00:36:45

Aquí tendríamos un electrodo, que este va unido a otro, aquí tendríamos otro electrodo y por aquí vendría el otro electrodo. 00:36:51

electrodo. Este de aquí sería el de referencia, este sería el auxiliar y este sería el electrodo 00:37:09

de trabajo, el normal. Este de aquí sería el electrodo de trabajo que es el que cambia 00:37:22

su potencial en función de las necesidades. Este sería el electrodo auxiliar y este del 00:37:28

Vamos a ponerlo en azul. Este sería el electrodo de referencia. Entonces, habíamos dicho que el de referencia se mantiene constante, ¿vale? Siempre, ¿vale? Y se suele utilizar el de calomelanos. 00:37:38

Que el electrodo de trabajo es el que permite establecer la diferencia porque es el que mide potencial y que el auxiliar lo que se hace es controlar la carga que pasa al electrodo de trabajo. La carga que pasa sería la intensidad. 00:37:51

Entonces, entre aquí y aquí podemos controlar la intensidad y entre estos dos lo que estamos controlando es el potencial. Por eso vamos viendo, en función de la diferencia de potencial, cómo va variando la intensidad o qué problemas o cómo cambios tiene la intensidad. 00:38:07

¿Vale? Las curvas que podemos tener, que le hemos visto antes, pero tampoco me quiero meter, tendríamos las de potencial y tiempo, que hemos dicho que tendríamos una cosa así, normalmente se trabaja en esta parte de aquí, ¿vale? Para que tengamos una relación lineal, ¿vale? 00:38:24

Entonces, este sería un barrido lineal. 00:38:42

Entonces, aquí, según pasa el tiempo, va aumentando el potencial. 00:38:46

Y hacemos un barrido para que podamos ver el potencial máximo que nos aporta el pico máximo. 00:38:51

Y ya está. 00:38:58

Entonces, tenemos que estudiar eso. 00:38:59

Luego, tenemos otras voltamperometrías u otros voltamperogramas, que es lo que hemos visto antes, 00:39:04

que es cómo cambia la intensidad frente al potencial, ¿vale? 00:39:10

Que nos da información sobre, esta sería para la parte cuantitativa quizá 00:39:14

y esta sería para la parte cualitativa, en la que solemos obtener esto. 00:39:18

Aquí la intensidad y aquí el potencial, ¿vale? 00:39:22

Entonces, en las curvas que tenemos la corriente, pues tenemos un potencial que se aplica 00:39:27

bien positivo, en sentido positivo o negativo, ¿vale? 00:39:32

Pero bueno, ir controlando un poco cuál es el potencial semi-onda, que es el que nos viene bien a nosotros para la parte del análisis cualitativo. 00:39:36

Y luego ya tendríamos las aplicaciones que os he dicho, que a lo mejor para la parte de análisis que no vamos a ver mucho, para estudiar la parte de genética, 00:39:45

De los procesos redos, para la absorción, para los biosensores que os decía antes y todo eso para ver la presencia de proteínas, para grasas, azúcares, es lo que más se suele utilizar. 00:39:58

Y bueno, también para algún intermediario que pueda haber. Si estuvimos este año con los de presencial en una salida del Instituto de Materiales y ahí sí estudiaban más o trabajaban más con ello. Por eso digo que a lo mejor en la parte de ensayos físicos veis un poquito más. 00:40:16

y luego vamos con la parte 00:40:35

de la aculometría 00:40:38

por eso quería haberla puesto 00:40:40

antes que 00:40:42

la voltaverometría 00:40:43

porque aquí es una técnica electroquímica 00:40:46

en la que tenemos una 00:40:49

transformación total de la materia 00:40:50

se parece un poquito a la parte de la electrogravimetría 00:40:52

requisitos 00:40:54

que la especie sea electroactiva 00:40:57

igual que antes, que haya una transferencia de electrones 00:40:58

aquí también 00:41:01

influye lo que veíamos 00:41:02

de la electrolisis del agua. 00:41:04

Entonces, en la parte de electroalabimetría 00:41:07

lo que hacíamos nosotros era aplicar una corriente 00:41:10

que esa corriente hacía que se precipitara 00:41:12

o que se depositara un determinado metal en un electrodo 00:41:15

y nosotros pesábamos ese metal. 00:41:18

Aquí va por ahí, los tiros van por ahí, 00:41:20

pero lo que íbamos a hacer es calcular la intensidad 00:41:25

que necesitamos para que se produzca esa deposición. 00:41:27

Es decir, cuánta amperaje, cuánta corriente necesitamos 00:41:29

para que tenga lugar esa reacción y para que se deposite tal cantidad de oro que necesitábamos para hacer los óscar. 00:41:33

Como normalmente se trabaja con metales y para la producción de metales, 00:41:42

pues el 90% de los casos o el 99% de los casos se trata de una reducción. 00:41:49

Por eso vamos a ver con la parte de reducción. 00:41:55

Nosotros tenemos un analito que tiene un número de oxidación. 00:41:58

Ese analito va a captar unos electrones que vienen de la electrolisis del agua por ejemplo y al captar esos electrones va a dar el mismo analito pero en estado metálico. El estado metálico tiene el número de oxidación cero y son sólidos y se va a depositar en un electrodo que si voy a hacer una electrogrametría voy a pesar, si no pues lo voy a recoger para cubrir una pulsera que necesito darle un baño de plata sin saber la cantidad que tiene. 00:42:01

Pero yo necesito que se haya depositado plata ahí. ¿Cómo puedo calcular eso? ¿Cómo puedo establecer eso? 00:42:31

Nos interesa al final esta fórmula, pero este sería el desarrollo de la fórmula. 00:42:41

Por cada miligramo que tenemos de un cierto analito, en vez de X que pone aquí, aquí lo he llamado A, 00:42:47

por cada miligramo que yo tengo de aquí, o por cada miligramo que yo necesito que se deposite, 00:42:54

si yo tengo en cuenta el peso molecular, sé cuántos moles se han depositado, que sería lo que tenemos aquí. 00:43:03

De los miligramos que tenemos del analito que se deposita, si lo divido entre el peso molecular, 00:43:09

sé cuántos moles tengo de este analito. 00:43:13

Según la estequimetría, sé que por cada mol de este analito necesito no sé cuántos moles de electrones, 00:43:16

En este caso, en éboles de electrones. 00:43:22

Y sabiendo cuál es la carga de un electrón que viene de la constante de Faraday, 00:43:25

que yo creo que en algún ejercicio habéis hecho de todo eso, 00:43:29

pues ya sabríamos cuál sería la carga. 00:43:31

La carga al final es la intensidad por el tiempo. 00:43:34

Intensidad expresada en amperios, tiempo expresado en segundos. 00:43:38

Por lo tanto, para que se deposite cierta masa, 00:43:44

que sería la carga de la masa por el peso molecular 00:43:48

entre el número de electrones que se intercambian por la constante de Faraday 00:43:53

y ahí sabría cuánta masa se ha depositado. 00:43:57

Yo puedo intentar ver cuánta masa voy a obtener al aplicar estas condiciones 00:44:01

o para obtener 5 gramos de plata, ¿por qué condiciones tengo que aplicar? 00:44:06

Serían las principales cosas con las que podemos trabajar. 00:44:11

N es el número de electrones que se intercambian y F es la constante de Faraday. 00:44:14

Y dentro de la colometría hay una muy especial que sería el método Kalf-Fischer. 00:44:23

Se trata de un procedimiento en el que vamos a valorar a nivel cuantitativo el contenido de agua de determinados líquidos y sólidos, 00:44:31

el contenido de agua que tiene una mezcla. 00:44:40

Me podéis decir, ¿eso lo hacemos con la humedad y las cenizas si queremos ver el agua que hay? Vale, pero no. Realmente con la humedad sí podemos ver la cantidad de agua que ha absorbido por estar en contacto con el aire y todo eso. 00:44:42

Entonces, el CALFISER nos determina la cantidad de agua de constitución y la cantidad de humedad ambiental que hay, si quieres llamarla humedad ambiental. 00:45:02

Entonces, si tenemos la cantidad de todo el agua que hay disponible en esa muestra con la que trabajamos nosotros. 00:45:14

Entonces, ¿qué tendríamos que hacer? 00:45:25

Pues cogemos una cantidad de muestra. Esa la vamos a disolver en un disolvente adecuado. Como lo que queremos es determinar la cantidad de agua que hay, el disolvente que tengamos no puede tener agua. 00:45:27

Entonces tiene que tener un disolvente anidro, normalmente metanol anidro. A esa disolución que tenemos la vamos a valorar. Vamos a hacer una valoración. 00:45:38

El método de Kalfiser es una valoración colomimétrica. Entonces, hacemos una valoración añadiendo un reactivo de Kalfiser. El reactivo de Kalfiser contiene yodo. Dependiendo de qué reactivo sea y del proveedor y todo eso, pueden variar. 00:45:49

Pero porque pueden tener yodo, pueden tener piridina, pueden tener no sé qué. Lo que nos interesa al final es el yodo. Se hace piridina de otra cosa, al final se forma yodo y lo que me interesa es el yodo. Ese yodo es el que va a reaccionar y es el que nos va a determinar la cantidad de agua que hay. La reacción, si le echáis un vistazo y veis lo que pasa, está muy bien, pero no hace falta que la aprendáis. 00:46:06

Entonces, como es una valoración, nosotros añadimos este reactivo de calfícer desde una bureta, normalmente desde una bureta automática, ¿vale? Es un valorador automático. 00:46:26

Este agua de la muestra va a reaccionar con este reactivo de calfícer hasta que se consuma del todo, ¿vale? Nosotros añadimos y vemos cómo van valorando poco a poco y cómo se van emparejando, cómo van reaccionando poco a poco, hasta que nos quedemos ya sin reactivo de calfícer. 00:46:38

Lo que vamos a detectar es la cantidad de yodo libre que hay en la disolución. Y si yo he añadido desde una boleta automática 100 mililitros de cobre, 50, 10 suelen ser normalmente, ¿cómo sé yo que ha terminado la valoración o en qué punto estoy? 00:46:54

El punto final de la valoración se puede ver bien por un indicador colorimétrico o por un indicador electroquímico, en el que nosotros veamos cómo varía la intensidad de la reacción que tiene. 00:47:09

Pero normalmente se utiliza un electrodo de platina. 00:47:24

Entonces, ahora, esta técnica o este método se utiliza mucho, mucho, pero que muchísimo cuando estéis trabajando. 00:47:29

Compañeros vuestros que están ahora terminando las FCT, es que todos los días lo primero que se hace es encender la luz del laboratorio y calcíser. 00:47:38

Y luego ya te pones a hacer otras cosas. 00:47:46

Entonces, sobre todo para la parte de farmacéutica. 00:47:48

¿Vale? Aquí es eso, para ver el contenido de agua que hay en alimentos, en productos químicos, en cosméticos, en algún aceite, pero sobre todo para la parte de farmacia, ¿vale? Para los medicamentos. 00:47:50

¿Por qué? Bueno, pues es que el contenido de agua que puedan tener al final sí va a influir mucho en las propiedades tanto físicas como químicas que tengan los productos, ¿vale? 00:48:02

De estar relacionado con la frescura, con la estabilidad, con cómo almacenarlo, con la vida útil del producto. 00:48:12

Por alguna práctica que habéis contado, sé que también lo utilizáis para gasóleos, ¿vale? 00:48:21

La parte petrolífera también es. 00:48:27

La verdad que el agua no es uno de los principales contaminantes, pero bueno, no está de más ver la cantidad de agua que hay, ¿vale? 00:48:30

Igual que en cosmética, pues hay muchos productos en los que se utiliza agua como principal componente, entonces ahí está más problemática la cosa de controlar el contenido de agua, ¿vale? Pero bueno, sí tenemos que ver la cantidad que hay para que tenga sus propiedades. 00:48:39

Lo digo que en los cométicos a lo mejor es más complicado porque si su componente principal es agua, nos va a salir que tiene mucha agua. 00:48:59

Y normalmente el método de Kalfiser si se utiliza para determinaciones de agua pues de un 1%, un 5%, un 10% ya es una borrada. 00:49:06

Entonces claro, si el 90% del, yo qué sé, hay otras empresas que utilizan un método de Kalfiser, 00:49:16

lo que pasa es que la detección del punto final es diferente que el que vamos a ver aquí, 00:49:25

Pero es para trabajar con aguas residuales y decirme, ¿dentro del agua residual cuánta agua hay? Pues sale muchísimo. 00:49:28

Entonces, normalmente se utiliza para cantidades pequeñas. 00:49:35

¿Cómo vamos a calcularlo? Pues tendremos un factor de Kalfischer, eso viene dado por el proveedor. 00:49:39

En el bote, cuando tú compras el reactivo Kalfischer, te va a decir cuál es su factor. 00:49:44

Sería como la normalidad del reactivo, pero en vez de venir en no sé cuánto molar o no sé cuánto normal, viene en no sé cuántos miligramos por mililitro. 00:49:47

luego lo tenemos que multiplicar por el volumen que hemos gastado 00:49:55

y lo dividimos entre el peso de la muestra expresado en miligramos 00:50:01

aquí lo que nos dice al final es cuántos miligramos hay de agua 00:50:06

por cada mililitro que gasto 00:50:12

por eso viene expresado en estas unidades 00:50:14

que lo queremos expresar en porcentaje 00:50:16

multiplicamos por 100 00:50:18

y si no pues en tanto por 1 se queda 00:50:19

pero normalmente en porcentaje 00:50:22

Y lo digo que normalmente el calcícero para farmacia es lo que más se utiliza. Para alimentos, sí, pues para leches en polvo, para alguna harina, para algunos cereales a lo mejor, los que más se suelen utilizar. Y bueno, luego cosméticos y los gasoles. 00:50:24

Vale, pues de la parte de teoría ya es suficiente, pero ya lo hemos visto todo de esta unidad. 00:50:43

Y vamos a ver ahora algún ejercicio que haya. 00:50:56

Aquí nos dice, tenemos una celda en la que tiene lugar esta reacción. 00:51:03

El cambio más los dos de cloruro para dar cambio más dos y dos de plata más dos de cloruro. 00:51:10

Entonces tenemos que ver cuál es el potencial de la celda. 00:51:21

Para ver cuál es el potencial de la celda, como sabemos que las concentraciones son uno molar porque no viene indicada otra concentración, 00:51:23

pues vamos a tener en cuenta los potenciales estándares, que serían los de la tablita. 00:51:33

Ahora, con los potenciales estándares, pues ahora tenemos que ver quién es el cátodo y quién es el ánodo, ¿vale? 00:51:40

Y quiénes son los que están involucrados en la reacción. 00:51:45

Por un lado tenemos cambio sólido, que va a dar lugar a cambio más 2. 00:51:48

Por lo tanto, el cambio pasa de 0 a más 2, aumenta su número de oxidación, el cambio se va a oxidar. 00:51:53

Si el cambio se oxida, el cambio va a estar en el ánodo. 00:52:00

Por otro lado tenemos cloruro de plata, que está en estado sólido, el cloruro de plata entero 00:52:03

Y de aquí, como tiene dos componentes, pues ¿quién es el que cambia su número de oxidación? 00:52:11

¿A quién le ha tocado? 00:52:15

Bueno, pues vamos a ver los productos que se han formado 00:52:17

Aquí tenemos plata, que está en estado sólido 00:52:19

Y cloruro, que tiene un número de oxidación de menos uno 00:52:23

Pues aquí en el cloruro de plata, la plata está con más uno y el cloruro con menos uno. 00:52:28

El cloruro tiene el mismo número de oxidación, así que el cloruro no cambia, ¿vale? Y hay dos y dos. 00:52:33

Entonces, los que están involucrados serían el cambio en el ánodo y la plata, que pasa de plata más uno a plata cero, se reduce en el cátodo. 00:52:38

Vamos a las listas de los potenciales de reducción. 00:52:48

Vale, el primero que tenemos que buscar es el del cambio 00:52:51

Bueno, el primero, un ejemplo 00:52:56

Pero primero vamos a ver el del cambio porque es el primero que está 00:52:58

Pues vamos a ver si vemos el potencial del cambio 00:53:01

Vale, en esta fila de momento parece que no está 00:53:07

Vale, estoy mirando a la izquierda 00:53:15

Y por la derecha, pues vamos a ver 00:53:21

Bien, aquí, el cambio 00:53:23

Aquí nos da una reacción de cadmio más 2 más 2 electrones pasa a cadmio, que si nos fijamos en los ejercicios que teníamos nosotros, es justo de cadmio más 2 a cadmio, pues ese potencial nos sirve. 00:53:26

Pues nos quedamos con que el potencial del cadmio en este caso es de menos 0,40. 00:53:42

Ahora vamos a ver el siguiente, que era el cloruro de plata que pasaba a plata sólida. 00:53:52

Entonces me tengo que fijar en el cloruro de plata. 00:53:59

No me sirve la plata esta de aquí, porque aquí dice que plata más pasa a plata cero. 00:54:03

Pero yo tengo cloruro de plata, ese es mi producto de partida. 00:54:09

Entonces el cloruro de plata lo tenemos aquí, que sería 0,22. 00:54:13

Habíamos dicho que el cambio pasaba a cambio dos más y que el cambio estaba puesto entonces en el ánodo y que el cloruro de plata estaba puesto en el cátodo. 00:54:21

Por lo tanto, el potencial de la pila sería el potencial del cátodo menos el potencial del ánodo. 00:54:33

El potencial de la pila sería el potencial del cloruro de plata, plata, menos el potencial del cadmio más 2 a cadmio. 00:54:45

El potencial de la pila sería igual a 0,22 menos 0,40 voltios y voltios, que no he puesto nada. 00:55:01

Pues menos 0,22 menos 0,40, el potencial de la pila es igual a menos 0,62 voltios. 00:55:12

Si no estuviera en condiciones estándar, pues tengo que calcular el potencial de cada uno en cada caso. 00:55:29

El potencial, teniendo en cuenta las concentraciones, con lo de la cocción de NERS y todo eso. 00:55:35

Ahora nos dice, la celda tiene una resistencia de 6,42 ohmios. 00:55:42

ohmios y se obtiene una corriente de 28,7 amperios. ¿Qué potencial se debe aplicar 00:55:47

para que la misma celda opere como una celda electrolítica? Y suponemos ausencia de polarización 00:55:56

genética, eso es el sobrepotencial que habíamos visto. Ahora nos dice la segunda parte, la 00:56:03

pongo aquí. ¿Cuál es el potencial que tenemos que aplicar para la celda? Que la 00:56:09

el ácido electrolítico. Entonces hemos dicho que el potencial era el potencial del cátodo 00:56:20

menos el potencial del ánodo menos I por R. El potencial de la pila sería el potencial 00:56:25

del cátodo menos el potencial del ánodo, que es este, menos 0,62, es el potencial que 00:56:34

tenemos menos i por r, i por r era 6,42 por 28,7 miliamperios, que por 10 elevado a menos 00:56:39

3 para ponerlo en amperios. Entonces el potencial de la pila sería menos 0,62 menos 6,42 por 00:56:52

28,7 por 10 elevado a menos 3. Sale 0,184. Pues el potencial de la pila sería igual 00:57:07

a menos 0,62 menos 0,184, que sale menos 0,804. Este es el potencial de la pila. Potencial 00:57:19

que tenemos que aplicar 00:57:34

sería 00:57:37

0,804 00:57:37

en positivo 00:57:40

María José, una duda, es que no sé si la apunte yo mal 00:57:41

pero la energía 00:57:44

de potencial del cambio no era menos 0,40 00:57:46

y el otro 00:57:49

positivo 00:57:50

Sí, puede ser 00:57:51

que era menos 0,40 00:57:54

pero aquí vamos a verlo 00:57:55

creo que está 00:57:57

puede ser, me he quedado yo 00:57:59

sí, menos 0,40 y 0,22 00:58:01

vale, pues entonces, vamos otra vez aquí 00:58:03

perdona, que no estaba intentando 00:58:06

dibujar, pero no te podía seguir 00:58:08

vale, vale 00:58:10

y era el 00:58:12

claro, sí, anda que yo también 00:58:14

es positivo 0,22 00:58:16

claro, entonces, a ver 00:58:18

la pila sería el cátodo menos el ánodo 00:58:20

¿no? el cátodo 00:58:22

si era la plata, que es 0,22 00:58:24

menos 00:58:26

menos 0,40 00:58:27

¿no? aquí, eso es 00:58:29

y sale lo mismo pero positivo 00:58:31

no lo he hecho, no me ha dado tiempo 00:58:33

sí, porque 0,22 menos menos 00:58:37

es 0,22 más 0,40 00:58:40

entonces el potencial de la pila 00:58:42

es 00:58:44

0,62 00:58:45

¿no? 00:58:47

0,22 menos 0,40 00:58:53

0,62, sí 00:58:57

vale, y claro, por eso decía 00:58:58

yo digo, y ahora, para que actúe como 00:59:03

electrolítica, pues es darle la vuelta a signo 00:59:05

y este menos se quedaría igual 00:59:07

si queremos que sea electrolítica es para que vaya 00:59:09

hacia la izquierda, en nuestro caso 00:59:11

entonces para que actúe como electrolítica 00:59:14

serían los mismos potenciales, pero al revés 00:59:16

que yo ya le he puesto electrolítica desde el principio 00:59:18

entonces sería menos 0,62 00:59:20

menos todo esto que estamos viendo 00:59:22

¿vale? entonces, si pasa de galvánica 00:59:24

a electrolítica, hay que 00:59:26

apuntarle el 00:59:28

menos de antes 00:59:30

si quisiéramos que actuase como la galvánica 00:59:31

tal cual está, pues sería 00:59:34

0,62 00:59:36

menos 0,184 00:59:37

Este sería el potencial de la pila que sale. 00:59:41

Pero como queremos que actúe como electrolítica, le ponemos el menos delante. 00:59:43

Vale, aquí dice, se pesaron 0,66223 de una muestra de un mineral. 00:59:48

Después de un pretratamiento, pues que muele la, polariza la muestra, la lavarán, filtrarán, yo qué sé. 00:59:57

Se va a precipitar sulfato de cadmio. 01:00:05

Y nos dice cuál es la masa molecular de sulfato de cadmio. 01:00:07

El precipitado se lavó, se secó y se pesó, y pesaba 0,5320 gramos. 01:00:10

Entonces tenemos que calcular el porcentaje de cadmio, no de sulfato de cadmio, que hay en la muestra. 01:00:18

Es decir, esto es el mineral y esto es lo que se ha pesado. 01:00:25

Entonces de las técnicas que hemos visto, que sería la parte del alideón, 01:00:30

electrogalabimetría o culomilimetría. 01:00:36

Sería la eléctrogradimetría, porque yo he cogido algo que se ha pesado y lo peso. 01:00:40

Nos dice que tenemos un precipitado de 0,5320 gramos de sulfato de cadmio y nos da el peso molecular del sulfato de cadmio, de forma que yo sé que un mol de sulfato de cadmio es 208,47. 01:00:49

Aquí, yo si hago la división esta, ya sabría los moles de sulfato de cadmio que hay 01:01:08

Lo que me están pidiendo a mí es el cadmio 01:01:17

Entonces, si yo sé los moles de sulfato de cadmio que hay, puedo saber los moles de cadmio que hay 01:01:20

Por lo que, un mol de sulfato de cadmio es un mol de cadmio 01:01:26

Porque si nosotros hacemos aquí la separación, tengo un cadmio por cada sulfato 01:01:33

si sé cuánto pesa el cadmio 01:01:38

y sé los moles de cadmio que hay 01:01:43

pues puedo saber al final de ese precipitado 01:01:47

cuánto pertenece al cadmio 01:01:50

que el cadmio pesa 112,41 01:01:52

entonces aquí tendríamos los gramos que tenemos en la muestra 01:01:55

la muestra pesaba 0,6223 01:02:04

Pues si yo divido entre el peso de la muestra y multiplico por 100, ya tendré el porcentaje de cadmio que hay en la muestra. 01:02:10

Puede variar el porcentaje un poco ahora porque a lo mejor no he utilizado la misma fuente para ver los pesos moleculares. 01:02:22

Y sale 46,1%. 01:02:31

Pues 46,1% de cadmio que hay en la muestra. 01:02:40

Aquí dice que tenemos una muestra de una masa de 0,7202 gramos y que se va a determinar hierro 3 por coulombimetría, con un potencial controlado. 01:02:45

Bueno, eso no lo he contado yo, aquí en la parte de repasillo que he hecho vienen los apuntes que en función de si trabajamos con potencial controlado o potencial sin controlar, tenemos unas variables y determinamos el punto final de una manera. 01:03:00

Pero bueno, lo que me interesa a mí es que el hierro 3 pasa a hierro 2. Este hierro 2 se va a depositar en un cátodo de platina y tendremos que calcular el porcentaje de sulfato de hierro que hay, que será la forma en la que se encuentre, aquí tenemos el peso molecular, en la muestra. 01:03:16

si necesitamos 101,2554 colombios para que se reduzca. 01:03:36

¿Y para qué el hierro 3? Para seguir el hierro 2 necesitamos estos colombios. 01:03:46

Los colombios es el importe que teníamos antes ahí en la fórmula. 01:03:50

Entonces, para el planteamiento, no sé si lo veis bien, 01:04:00

Y veis la fórmula que hay que aplicar o que es la que pasa. Cuando yo aplico una carga o aplico una intensidad durante un determinado tiempo, eso es para que se genere, para que precipite, para que se deposite una determinada analítica en el electrodo. 01:04:06

Antes he dicho, digo, electrogravimetría y colometría tienen muchas cosas en común. 01:04:25

Lo primero es que tenemos una transformación total de la materia y luego al final estamos haciendo lo mismo. 01:04:30

Pongo la muestra en un circuito, pasa la intensidad y consigo que se separe en los componentes o que sus componentes cambien el número de oxidación. 01:04:35

Entonces, ¿qué me aporta una técnica que no me aporte la otra? 01:04:43

En la parte de la electrogravimetría nosotros vamos a tener el electrodo, lo vamos a pesar antes, lo vamos a pesar después y dependemos de la balanza. Aquí no pesamos nada, vamos midiendo la intensidad y vamos midiendo el tiempo que necesitamos para que se produzca tanto. 01:04:46

Entonces, lo bueno que tiene es que no nos limita a nivel de cifras significativas. 01:05:04

No tenemos ninguna limitación por la parte de los equipos de la balanza. 01:05:11

El error que podemos cometer es menor. 01:05:15

Entonces, tenemos mayor exactitud y mayor precisión. 01:05:17

Entonces, tenemos aquí una muestra que puede ser el mineral de antes. 01:05:22

Pues aquí tenemos esta cantidad de muestra. 01:05:25

Y vamos a determinar el hierro 3. 01:05:28

Lo que nos interesa es saber cuánto hierro 3 hay. 01:05:31

Para ello lo que vamos a hacer es que el hierro 3 lo vamos a pasar a hierro 2. Para que tenga lugar esa reducción, estos son los colombios que necesitamos. Y ahora vamos a ver cuánto hierro 3 había en la muestra. 01:05:33

Pero ese hierro 3, en vez de verlo como hierro 3, nos lo pide en sulfato de hierro 3. 01:05:47

Vale, que parece un poco lío. 01:05:53

Vale, entonces, con la formulita esta, que decíamos M es igual a I por T entre NF, 01:05:57

yo puedo saber matemáticamente cuánta se ha depositado, cuánta masa de hierro se ha depositado. 01:06:07

Como era una reducción, ¿cuánta masa de hierro 2 se ha depositado? 01:06:14

Vamos a ver cuánto se ha depositado. 01:06:18

Pues la masa sería... 01:06:20

A ver, voy a hacer antes de nada un cambio, ¿vale? 01:06:23

Para no tener que hacer muchas vueltas. 01:06:27

Yo tengo aquí una muestra. 01:06:31

Esta muestra tiene esta sustancia. 01:06:34

Y yo quiero saber lo que tiene. 01:06:39

Si yo hago la separación de la sal, lo hago por aquí. 01:06:41

Entonces, para que se forme la molécula entera necesito 3 de sulfato y 2 de hierro. 01:06:45

Si quiero saber cuáles son los números de oxidación, aquí el hierro está actuando como 2 más 3 y aquí está el sulfato actuando como menos 2. 01:06:53

Ahora, esta muestra pasa por una intensidad y un tiempo que es de 101, yo no sé cuántos. 01:07:02

Y va a dar lugar a hierro más 2. 01:07:11

Si yo sé cuánto hierro más 2 tengo, sé cuánto hierro más 3 tengo. 01:07:14

Porque la reducción que se ha dado ahí es que el hierro más 3 ha pasado a hierro más 2. 01:07:20

Entonces, si yo sé cuánto hierro más 2 tengo, sé cuánto hierro más 3 tengo. 01:07:28

Y si sé cuánto hierro más 3 tengo, pues ya sé cuánto sulfato de hierro tengo por esta equimetría. 01:07:33

Vale, entonces vengo a la fórmula con la que estábamos hablando 01:07:38

La masa es igual a M por I por T entre N por F 01:07:46

Esto me lo han dado y es el 101, lo que decían colombios 01:07:53

N sabemos que es un electrón que se intercambia 01:08:00

porque la reacción que estoy viendo yo es de IR más 3 pasa a IR más 2 con un electrón. 01:08:07

Y F es aproximadamente 96.500, que es la constante de Faraday. 01:08:16

Si yo esta fórmula hago una pequeña transformación y hago así, 01:08:22

la masa depositada entre el peso molecular, 01:08:32

esto al final es el número de moles que hay del elemento que yo tengo que mi elemento era el 01:08:35

hierro entonces no me hace falta el peso molecular del hierro entonces voy a quedarme así y calculamos 01:08:43

los moles de hierro 2 sería igual a la intensidad por el tiempo que ya sabemos cuál es que ahora ya 01:08:50

no puedo poner el número aproximado, vamos a ponerlo de verdad para poder hacer los cálculos, 01:08:59

entre N por F. N hemos dicho que era un electrón y 96.500. 01:09:05

Pues si nosotros dividimos, hacemos esa división, tendríamos que 0,00105 moles de hierro 2, 01:09:12

que son los mismos que moles de hierro 3 01:09:25

0,00105 moles de hierro 2 01:09:29

es igual a 0,00105 moles de hierro 3 01:09:39

porque el hierro 3 pasa a hierro 2 01:09:47

y van uno a uno 01:09:52

Si sé los moles de hierro 3 que tengo, aquí teníamos que esto era 3 y que esto es 2 01:09:55

Sabiendo los moles de hierro 3 que tengo, sé cuántos moles de sulfato de hierro tengo 01:10:09

Si sé cuántos moles de sulfato de hierro tengo, con el peso molecular que me lo dan, sé cuántos gramos de sulfato de hierro tengo 01:10:14

Y eso respecto al total que era la muestra 01:10:20

Entonces, tenemos 0,00105 mol de hierro 3 01:10:23

Y ahora, por cada 2 moles de hierro 3, tengo 1 mol de sulfato de hierro 01:10:36

Cada mol de sulfato de hierro pesa 399,88 gramos y luego para saber el porcentaje, pues por 100 entre 0,7202 gramos que teníamos. 01:10:50

Y ahí ya sabríamos el porcentaje de sulfato de hierro que hay en la muestra. 01:11:18

Sale 29,13%. 01:11:23

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