ut2_ tecnicas_electroquimicas | Mediateca de EducaMadrid

Empiezo ya con la grabación, así que ya sabéis que ya sale todo, aunque intento cortarlo luego. 00:00:00

La idea era que hoy empezáramos a ver un poco lo que es el fundamento de las técnicas electroquímicas 00:00:07

y centrarnos sobre todo en la parte de la potenciómetría. 00:00:13

Y luego ya a partir de los próximos días, pues ver la parte de instrumentación y la parte de aplicaciones. 00:00:16

Entonces, esta unidad, pues unas tres, cuatro semanas sí la tendremos, 00:00:21

dependiendo también de cómo se nos complique, cómo vaya la cosa. 00:00:26

Entonces, la parte de las técnicas electronalíticas, pues sí es una de las técnicas que hemos estado viendo en la clasificación que hicimos en la unidad anterior. 00:00:31

Vimos que dentro de las técnicas de análisis químico, pues podíamos clasificar en función de la muestra que utilizábamos, 00:00:42

En función de la información que necesitábamos, en función del principio en el que nos basábamos, en función del fundamento. 00:00:51

Y ahí diferenciábamos entre técnicas de análisis clásico y técnicas de análisis instrumental. 00:00:57

Y dentro del análisis instrumental, dentro de la propiedad que veíamos, pues estaban las técnicas electroquímicas. 00:01:02

Entonces, también un poco recordatorio de lo que vimos en la unidad anterior o lo que habéis visto años anteriores. 00:01:09

Entonces nosotros cuando estamos en el laboratorio lo primero en lo que tenemos que centrarnos es en el objetivo que queremos conseguir, es decir, si nosotros partimos de una muestra, por ejemplo la bolsa esta que tenemos aquí de palomitas de chocolate, pues antes de hacer cualquier determinación, antes de hacer cualquier cosa lo primero que tenemos que saber es qué información necesitamos obtener, ¿vale? 00:01:17

Porque en función de lo que necesitemos obtener, pues ya podemos ir encaminadas a una cosa u otra, ¿vale? Entonces, una vez que sé qué es lo que quiero, pues la siguiente pregunta que tenemos que hacernos es saber cómo lo voy a conseguir, ¿vale? Ahí estaría la parte que vimos al final del tema anterior, que es la parte de la elección del método. 00:01:40

Es decir, yo tengo que saber la exactitud y la precisión que necesito, la cantidad de muestras que necesito para hacer el análisis, la concentración esperada, eso suele ayudar, no lo tenemos siempre, pero suele ayudar, la sensibilidad, la selectividad de los diferentes métodos que me pueden proporcionar toda la información que yo estoy buscando. 00:01:55

en función de los requisitos que yo tengo 00:02:14

que es lo último que vimos 00:02:17

pues ya me puede ayudar a elegir el método 00:02:19

que yo puedo hacer para determinar 00:02:21

el objetivo que yo quiero 00:02:23

o para conseguir el objetivo que yo quiero 00:02:25

entonces si es verdad que nosotros 00:02:26

a través de la química analítica 00:02:28

la clásica o la instrumental 00:02:30

ha ido cambiando a lo largo del tiempo 00:02:32

y bueno pues si se está automatizando 00:02:34

se está mejorando 00:02:36

están disminuyéndose el error 00:02:37

aumentando la selectividad y la sensibilidad 00:02:39

y poco a poco se van intentando mejorar los resultados que vamos teniendo. 00:02:42

Las técnicas de análisis clásico, que estaban la parte de volumetrías y la parte de gravimetrías. 00:02:47

Como análisis clásico, la mayoría de las volumetrías me hago referencia a ellas. 00:02:52

Las volumetrías, pues sí, es una herramienta muy importante que nosotros podemos utilizar 00:02:57

y que es muy útil en cualquier laboratorio de análisis químico. 00:03:01

Nosotros podemos utilizar las volumetrías para calcular o para determinar la concentración 00:03:04

del analito objetivo o del analito objeto de estudio 00:03:09

y dependiendo de las relaciones que se efectúen, que tengan lugar, 00:03:12

pues sí diferenciamos las volumetrías entre las de ácido base, 00:03:18

las complejometrías, las de óxido de reducción y las de precipitación. 00:03:22

Esas serían las volumetrías que visteis, los que ya habéis hecho análisis clásico. 00:03:26

Y nosotros elegíamos qué tipo de volumetría llevábamos a cabo 00:03:31

según el analito que yo tenía en mi muestra o el analito que yo quería utilizar. 00:03:34

Y ahí íbamos eligiendo tanto el material como los indicadores que yo utilizaba para esa determinación. 00:03:39

Entonces, si yo necesitaba hacer una volumetría ácido-base, pues podíais elegir normalmente entre fenolactaleína y naranja de metilo o rojo de metilo. 00:03:45

Pues ahí decíais, bueno, pues en función del pH donde esperábamos que se dé el cambio, se va a utilizar esta. 00:03:54

Y hay unas tablas en las que tenéis los indicadores y los puntos de viraje. 00:03:59

Entonces, todo eso lo tenemos que ir teniendo en cuenta y ahí ya hacíais una pequeña selección. 00:04:03

En la parte de los métodos instrumentales o las técnicas instrumentales, en vez de fijarnos en la reacción que tiene lugar, vamos a ver qué propiedades podemos medir. Decíamos que en los métodos instrumentales lo que medimos son propiedades físico-químicas. 00:04:07

¿Son siempre iguales las técnicas instrumentales? 00:04:22

No, también igual que las biometrías 00:04:26

han ido cambiando a lo largo del tiempo 00:04:28

y han ido facilitando cada vez más el trabajo 00:04:29

además que hay 00:04:32

también más técnicas instrumentales 00:04:34

y van aumentando y las cosas que se van descubriendo 00:04:35

bueno, pues poco a poco 00:04:38

lo que digo que nos van ayudando 00:04:39

nos van facilitando 00:04:41

en detectar los cambios 00:04:43

en las propiedades que se van surgiendo 00:04:46

y eso es lo que 00:04:48

nosotros luego transformamos 00:04:50

en una señal, en un número, en una propiedad que nos permite saber cuál es la concentración 00:04:51

de algo. Si estoy en un método cuantitativo, si estoy a nivel cualitativo, bueno, nosotros 00:04:57

lo transformamos en información que nosotros entendemos y que luego nos ayuda a conseguir 00:05:01

nuestro objetivo o a resolver el problema que teníamos. Una vez que tenemos elegido 00:05:07

el método, lo que digo, tendríamos que ver los recursos que necesitamos. En la parte 00:05:13

de volumetría, decíais, pues necesito una gureta, un pipa para sujetarla, con el soporte, 00:05:17

la nuez, todo eso, y luego pues esta serie de reactivos y esta serie de indicadores, 00:05:22

y elegíais el indicador en función de la reacción que estabais viendo. En la parte 00:05:27

de análisis instrumental, lo mismo, tenemos que ver cuáles son los recursos que necesitamos 00:05:32

para llevarlo a cabo, para que nosotros podamos obtener unos datos que podamos contrastar, 00:05:35

que sean fiables y que den respuesta al objetivo que nos hemos marcado, que al final es lo 00:05:41

lo que nos interesa. ¿Cuál es nuestro objetivo? ¿Cómo lo puedo resolver? Y esta es la solución. 00:05:47

Dentro de las técnicas electroquímicas, pues sí vamos a ver otra pequeña clasificación, 00:05:52

pero todas tienen una cosa general, un fundamento general. Las técnicas electroquímicas, su 00:05:58

fundamento o la base que tienen es en las propiedades eléctricas de los analitos. Y 00:06:05

estos analitos, para que nosotros podamos medir esa propiedad eléctrica, tienen que 00:06:11

Tienen que estar en una disolución, tiene que ser una muestra que esté desuelta, una disolución y que nos permita medir así un parámetro electroquímico y este parámetro electroquímico lo vamos a poder relacionar con la concentración del analito que nos interesa y así vamos a obtener sobre todo información cuantitativa. 00:06:15

La cualitativa no es la que más se suele utilizar para las técnicas electroquímicas. Normalmente las aplicaciones que tienen son de información cuantitativa. 00:06:35

Ahora, el que nosotros relacionemos la concentración del analito con una propiedad que tenga ese analito, también lo hacíais en las técnicas volumétricas antes. 00:06:47

decíamos, bueno, pues esto va a reaccionar con esto 00:06:57

y aquí se va a formar una cosa 00:07:00

que tiene un color, o tiene que formarse 00:07:02

otra cosa de otro color, entonces 00:07:04

claro, la idea es que no se aporta 00:07:05

hacer una técnica electroquímica 00:07:08

por ejemplo, me veía la valoración 00:07:09

ácido-base, que es la clásica 00:07:11

vosotros cogíais, poníais el hidróxido de sodio 00:07:13

en la bureta, poníais una muestra ácida 00:07:16

de ácido clorhídrico, añadís la fenolpileína 00:07:18

y vais añadiendo hasta un cambio de color 00:07:21

y ahora, esa misma 00:07:22

práctica, esa misma determinación 00:07:24

La voy a hacer yo, pero en vez de buscar un cambio de color voy a buscar una propiedad electroquímica. Entonces la cosa es, vale, yo antes ya sabía hacerlo, ¿por qué hay otro método si voy a llegar al mismo resultado? Al final voy a llegar a que es 0,03 molar, por ejemplo. 00:07:26

¿Qué me aportan las técnicas electroquímicas respecto a las técnicas de análisis clásico para que yo me decante por las técnicas electroquímicas? A diferencia de las técnicas clásicas, las técnicas electroquímicas sí es verdad que son más selectivas. 00:07:42

Ya que, por ejemplo, nosotros podríamos calcular la concentración de un analito determinado y de un número de oxidación en particular. 00:08:02

Es decir, nosotros no calculamos la cantidad de hierro que hay en una muestra, sino que podemos decir que hay tal cantidad de hierro 2 y hay tal cantidad de hierro 3. 00:08:11

Que eso, con una técnica clásica, nosotros no podemos hacerlo. 00:08:20

Además, los límites de detección que tenemos son más bajos. 00:08:24

Esto lo que hace es que nosotros podamos determinar un analito que esté en una concentración muy pequeña. A lo mejor estamos hablando de 10 elevado a la menos 6, volar, que eso en técnicas de análisis clásico no podemos. 00:08:27

Porque nosotros cuando teníamos una concentración 10 elevado a menos 2, volar, 10 elevado a menos 3, ya ahí flojía un poco, el cambio de color es muy difícil de ver porque no tenemos una concentración muy elevada que nos permita ver ese cambio de viraje o ese cambio de color. 00:08:42

Entonces, las técnicas de análisis instrumental o las técnicas electroquímicas sí nos permiten trabajar con límites de tensión más bajos. Entonces, ya no es una limitación que tengamos poca cantidad de analito en la muestra. Podemos trabajar con trazas, que están en muy pequeña cantidad y eso es una ayuda. 00:08:56

Lo malo que tiene, bueno, pues sí es verdad que las técnicas de análisis instrumental son más caras que las técnicas de análisis clásico, 00:09:18

porque una bureta y un elenmeyer no cuestan mucho en relación a un HPLC o a un calfícer, un balón de calfícer. 00:09:26

Pero, bueno, pues dentro de las técnicas de análisis instrumental es verdad que las técnicas electroquímicas son de las más baratas. 00:09:38

Un pH-metro así medio decente para que nosotros podamos trabajar en el laboratorio, no de campo, pues sí puede costar 600, 700, 1000 euros. Ya solamente lo que es el electrodo, pues 200, 300 euros. Entonces ya eso uno en las millas no lo cuesta. 00:09:44

Entonces, bueno, comparado con un valorado de Canfeature que puede costar 10.000 euros, pues las técnicas electroquímicas con las que nos vamos a trabajar nosotros de potenciómetría, pues tienen un coste más bajo. Entonces, el coste bajo es en relación a las técnicas de análisis instrumental. 00:10:02

Y luego, otra cosa especial que tendrían las técnicas electroquímicas, que suele coincidir, y hablando estrictamente en electroquímica, en vez de trabajar con concentraciones, lo que se hace es trabajar con la actividad del agua. 00:10:18

Esto, por ejemplo, la actividad del agua, no sé si la visteis un poco el año pasado en micro, lo que habéis visto en micro, era como el agua disponible que hay para el crecimiento. 00:10:38

Pues aquí sería igual. La actividad del agua trataría sobre la disponibilidad real que hay. Pero normalmente la actividad del agua y concentración es la misma. Aunque vosotros sepáis que es actividad del agua y en muchos libros veáis la A porque se habla de actividad, al final es casi igual que la concentración. 00:10:47

Entonces, nosotros vamos a poner la concentración y ya está. Lo que suele estar relacionado con el ambiente, con la cantidad real de analito disponible que hay, sin que tenga que interaccionar y sin nada. 00:11:05

Y como normalmente suele coincidir, aunque realmente es actividad y estrictamente es actividad, vamos a seguir nosotros con las concentraciones con las que estamos trabajando, que es la cosa un poco más especial que tiene o que a lo mejor no conocíais. 00:11:18

Entonces, hemos quedado en que gracias a la electroquímica nosotros podemos establecer una relación entre una propiedad eléctrica del analito y la concentración del analito presente. 00:11:33

Y esto es debido a la relación o a la transformación entre la energía química que procede de las reacciones químicas y la corriente o la energía eléctrica que se ha generado. 00:11:47

Es verdad que nosotros, si decimos, vale, la química, dentro de la química nosotros podemos ver síntesis, podemos ver análisis, podemos ver un montón de cosas de la química. 00:11:59

¿Sin la química analítica podríamos vivir? Sí, a lo mejor yo puedo vivir sin analizar los parámetros de una muestra de agua. 00:12:09

Me la tomo y suponemos que puede estar bien y que no tiene muchos olfatos o no tiene muchos nitratos, por el resto de prácticas que se hacen o de actividades que se hacen, que no suelen dar problema. 00:12:16

Pero sin química, sin lo que es la química, no podríamos vivir. La química sí es verdad que la tenemos metida en muchas cosas que están naturales de la vida cotidiana. 00:12:30

Lo digo que la fotosíntesis, la interacción entre las neuronas, todo eso es química y no podemos vivir nosotros sin todo eso. Sin saber o sin encender la tele como viene aquí, pues bueno, sí, también se ha nombrado una reacción química y podemos vivir sin ello. 00:12:44

Pero hay muchas partes de la química que son totalmente necesarias. En la parte de la electroquímica vemos la relación entre la electroquímica y la propiedad que estamos midiendo y una concentración, que al final es lo que nos va a interesar a nosotros, calcular la concentración de nada. 00:13:00

para la parte analítica 00:13:15

la parte de electroquímica 00:13:18

nos viene muy bien 00:13:20

está también para otras cosas 00:13:21

pero la parte de analítica 00:13:23

vamos a aprovechar nosotros todo eso 00:13:24

en el día a día cosas que hacemos nosotros 00:13:26

con la electroquímica 00:13:29

podemos cargar el móvil 00:13:31

podemos cambiar la tele del canal 00:13:32

podemos calentar la comida en el microondas 00:13:35

y esa sería la parte que 00:13:37

a lo mejor podríamos prescindir de ella 00:13:39

pero creo que nuestro cuerpo 00:13:41

también lo utiliza como lo que sea 00:13:42

Eso dicho, la parte de las neuronas, la interacción entre neuronas o la transmisión neuronal, pero también la bomba de sodio-potasio, también la utilizamos nosotros, que forma parte del sistema nervioso. 00:13:44

Y bueno, lo que digo, que todos los procesos industriales están la electroquímica, forma parte de ella, la mayoría de los procesos industriales con los que estamos trabajando. 00:13:57

Entonces, aunque no queramos, pues está todo cercano a nosotros y dentro de nosotros. 00:14:06

Vale, entonces, igual que hemos hecho una clasificación de las técnicas de análisis y diferenciamos entre las técnicas de análisis clásico y las técnicas de análisis instrumental, 00:14:14

y dentro de las técnicas de análisis instrumental, en función de la propiedad, pues todas las que hemos visto, también dentro de las técnicas electroquímicas vamos a hacer una separación, vamos a hacer una clasificación. 00:14:27

Entonces, vamos a diferenciar entre los diferentes métodos electroquímicos que hay. 00:14:42

Y, bueno, claro, si hacemos una clasificación es porque hay varios y vamos a ver los beneficios que nos ofrecen cada uno de ellos y los inconvenientes, 00:14:47

para que luego nosotros, cuando tengamos que hacer una determinación, podamos elegir en función del método que tengamos o de la técnica que tengamos que llevar a cabo para estudiar el analito que nos interese. 00:14:55

Una primera clasificación que podemos hacer es en función del parámetro que se mide. También podríamos hacer una clasificación entre lo destructivo o no, que sea el método con el que estoy trabajando. 00:15:06

es decir, en función de la transformación de la materia. Si luego yo puedo utilizar la muestra otra vez o una vez que hemos hecho el análisis o la determinación, 00:15:24

pues la muestra queda destruida y muy transformada y no podemos volver a utilizarla. 00:15:36

Entonces, en función del parámetro estudiado, en función del parámetro que vamos a medir, vamos a encontrar tres métodos o los que estudiar 00:15:41

que se corresponden con los tres principales parámetros que hay dentro de la electroquímica. 00:15:50

El primer parámetro que se mide sería el potencial. 00:15:56

Lo llamamos potencial, pero también se le llama voltaje o diferencia de potencial. 00:16:02

Realmente es una diferencia de potencial porque estamos viendo dos puntos. 00:16:08

Entonces el potencial, la diferencia potencial o voltaje sería como el trabajo que necesitábamos nosotros para mover una carga de un punto a otro. Sería algo parecido al trabajo que nos costaría a nosotros movernos de un sitio a otro o de subir dos escalones, pues es como si nosotros fuéramos una carga y nos tienen que llevar de un sitio a otro. 00:16:12

Y el trabajo que hace falta para hacer ese movimiento, para hacer ese transporte, es lo que nosotros llamamos potencial. Como son dos puntos, pues por eso miramos una diferencia de potencial. 00:16:32

A nivel de la comparación, igual no es lo mismo que nosotros estemos andando sobre plano que andremos sobre una cuesta empinada. Ahí nos costará más subir una cuesta que andar 50 kilómetros en plano. 00:16:45

Pues aquí a las cargas le pasa lo mismo. Nosotros vamos a ver cuánto cuesta que hagamos ese movimiento. 00:17:00

El potencial, diferencia de potencial, voltaje, fuerza electromotriz, tiene muchos nombres. 00:17:07

Lo vamos a poner con la letra E, o se representa con la letra E. 00:17:13

Y para la medida vamos a utilizar las unidades del sistema internacional que son los voltios. 00:17:18

Los voltios simplificados serían la V. 00:17:23

Otro parámetro que podríamos medir sería la corriente 00:17:26

La corriente también se le llama intensidad de corriente o intensidad 00:17:31

Al final todo tiene un montón de nombres 00:17:34

En este caso lo que estamos midiendo en vez del trabajo que cuesta mover una carga 00:17:37

Lo que estamos midiendo es la cantidad de carga que se mueve por un conductor en una unidad de tiempo 00:17:45

Es decir, lo que pasa 00:17:51

Si nosotros no aplicamos una diferencia de potencial, las cargas se moverían al azar, cada una iría para un sitio y no tendrían una dirección. 00:17:53

Si nosotros aplicamos un voltaje o aplicamos una diferencia de potencial, las cargas se van a mover en un sentido determinado, van hacia el polo positivo o hacia el polo negativo. 00:18:06

Es verdad que cada uno atenderá a ir hacia un lado, pero van a moverse todas en función del voltaje que hayamos puesto nosotros, lo que estemos favoreciendo. Entonces, a una les costará más que a otras. 00:18:17

Entonces, en este caso, si la dirección va hacia allá, el movimiento que queremos conseguir va hacia allá, pues a las cargas positivas, que ya de por sí era su movimiento natural, pues no les va a costar moverse y en cambio a las cargas negativas sí les va a costar, pero al final van a ir hacia allá. 00:18:31

Y lo que vamos a medir es cuánta carga, cuántas bolitas de estas tenemos nosotros por unidad de tiempo. Las cargas se mueven por lo positivo o por lo negativo en función de lo que nosotros hayamos puesto. 00:18:49

En este caso, la intensidad de corriente, intensidad, lo vamos a representar por la letra I, la I latina, que ya creo que no se puede decir lo de diferencia entre latina y griega, la I. 00:19:04

Y luego la unidad que vamos a utilizar va a ser los amperios, que es la unidad del sistema internacional, que es la que vamos a utilizar nosotros. 00:19:16

Y, por último, nos quedaría la resistencia. En este caso, no medimos ni la cantidad de carga ni el trabajo que cuesta, sino que la resistencia lo que va a medir es la facilidad o la dificultad con la que se mueven estas cargas a través de un elemento. 00:19:25

Entonces, esta característica sí es verdad que nos va a ayudar a clasificar los materiales en aislantes, donde ahí no habría una facilidad, hay mucha dificultad de movimiento de los electrones, elementos conductores, donde se mueven fácilmente, y luego en los semiconductores, que ahí pichipichan. 00:19:45

La resistencia la representamos con la letra R y la medimos en ohmios. 00:20:08

Estos parámetros que hemos visto son las tres propiedades que nosotros vamos a medir y son los que nos van a dar la información sobre la muestra. 00:20:14

Es decir, estos parámetros son los que yo luego comparo con la concentración. 00:20:21

Y también los podemos representar entre sí a través de la ley de Ohm. 00:20:25

La ley de Ohm lo que nos dice es que el voltaje es directamente proporcional a la intensidad de corriente y a la resistencia. 00:20:29

resistencia. El ideón normalmente se representa con el triángulo y se pone 00:20:36

arriba el voltaje y aquí abajo la intensidad y la resistencia, de manera 00:20:42

que el voltaje es I por R, la intensidad es V entre R y la resistencia es V 00:20:46

entre I. Si yo quiero saber la resistencia, es como si tapara esta y 00:20:54

queda V entre I. Si quiero saber el voltaje, pues I por R, que son estas dos. 00:20:59

Esta sería la lidión. 00:21:05

Podemos ver la relación que hay entre ellos. 00:21:07

Yo puedo obtener el voltaje a partir de la intensidad y la resistencia 00:21:10

si no tuviera un voltímetro para poder medir. 00:21:14

Y luego ya a partir del voltaje, por relacionarlo con la concentración 00:21:18

o el parámetro que a mí me interese, que es el que esté buscando. 00:21:20

La lidión es la que nos dice eso, 00:21:24

la que nos relaciona los tres parámetros electroquímicos o electroanalíticos. 00:21:26

Vale, entonces, teniendo en cuenta estos parámetros que hemos visto, pues vamos a ver cuáles serían las técnicas electroquímicas con las que vamos a trabajar nosotros y vamos a ver los diferentes métodos electroquímicos o electroanalíticos que vamos a trabajar a lo largo de este curso, ¿vale? 00:21:34

Puede haber más, pero nosotros en instrumental nos vamos a basar en estos. 00:21:53

Entonces, el primero sería la potenciómetría. 00:21:57

Así, por el nombre, dentro de los tres parámetros que hemos visto, ¿con cuál lo podemos relacionar? 00:22:00

¿Con el potencial? 00:22:08

Entonces, la potenciómetría va a medir la diferencia de potencial. 00:22:11

Los métodos potenciómétricos, también el mayor representante que podemos ver sería la medida del pH. 00:22:15

Ese es el ejemplo, o el que más os puede sonar, sería el método de la medida del pH, que es una potenciómetría. Es uno de los tipos de potenciómetría. 00:22:23

La conductometría. Este es un poquito más complicado de adivinar. Por el nombre no nos cuadra ninguno. También porque no hay una relación directa con uno de los parámetros de la ley de Ohm. 00:22:37

La conductometría lo que mide es la facilidad con la que se mueven los iones en una disolución. 00:22:51

Entonces, el parámetro de la ley de Ohm sería la resistencia. 00:22:57

Si la resistencia lo que medíamos era la dificultad con la que se movían, la conductometría sería algo inverso a la resistencia. 00:23:00

Lo que mide es la facilidad con la que se mueven. 00:23:07

Entonces, por eso digo que es una relación inversa con la resistencia. 00:23:11

Pero el parámetro con el que está relacionado sería la resistencia. 00:23:14

Y el resto de métodos, electrogravimetría, coulombimetría y voltamperometría, están relacionados con la intensidad de corriente. Por ejemplo, la electrogravimetría y la coulombimetría, pues sí nos dan la cantidad de carga necesaria para que se produzca la electrolisis. 00:23:18

Es decir, nosotros tenemos que calcular cuál es la carga que necesitamos para que tenga lugar la electrolisis. Y la voltamperometría es un método que está un poco ahí entre medias de dos porque relaciona la intensidad de corriente con la diferencia de potencial. 00:23:36

entonces ahí estamos trabajando 00:23:54

con dos parámetros 00:23:57

la voltamperometría también es de los que menos 00:23:58

se utiliza a nivel de análisis 00:24:01

¿vale? para 00:24:03

estos biosensores y alguna cosa de estas 00:24:04

si puede haber alguna cosa más 00:24:07

tipo los relojes que miden ahora ya 00:24:09

el oxígeno, las pulsaciones y todo 00:24:11

pues creo que iba alguno por voltamperometría 00:24:13

pero para la parte analítica 00:24:15

se utiliza un poco menos 00:24:17

y colometría, el 00:24:18

calcícer, que es el que os digo que se utiliza 00:24:21

bastante, sobre todo en la parte farmacéutica, y que es uno de los métodos que vamos a ver. 00:24:23

Esta es la primera clasificación que teníamos. Ahora vamos con la segunda. La segunda clasificación 00:24:30

hemos dicho que era sobre la transformación de la materia. Ahí podemos diferenciar las 00:24:36

técnicas en las que no hay transformación, como pasa en la potenciómetría y en la conductometría. 00:24:42

Nosotros cogemos, medimos la muestra, medimos el pH de la muestra, medimos la conductividad 00:24:47

y esa misma muestra nosotros la podemos seguir utilizando para algo. 00:24:51

Podemos hacer luego un análisis de nitratos, un análisis microbiológico, un análisis de no sé qué. 00:24:55

No le hemos hecho nada a la muestra. La muestra sigue tal cual como nos ha llegado. 00:25:00

Entonces no hay ningún tipo de transformación. 00:25:06

La muestra tiene las mismas características al inicio y al final de la determinación que estemos haciendo nosotros. 00:25:09

Luego hay métodos en los que hay una transformación total, es decir, hay una descomposición de la muestra. 00:25:15

Ahí estarían la electrogravimetría y la colomeometría. Y entonces ahí ya sí que nos cargamos la muestra. Nosotros es como si le diéramos un calambre a la muestra y la descomponemos en los diferentes componentes que tiene. Entonces no podemos recomponerla otra vez, no la cargamos. Y esa muestra pues no la podemos utilizar porque ya ha cambiado sus características. 00:25:21

Y luego, otra vez, la vuelta a parometría a dos bandos. En la vuelta a parometría hay una electrolisis parcial, que ya vemos un poco, que se da esta pequeña transformación parcial. 00:25:42

Vamos a empezar con los métodos potenciómetricos. Y aquí tenemos que tirar de análisis químico. Por los que no habéis visto análisis químico, voy un poco despacio, pero cortarme en el momento que haga falta. 00:25:56

Entonces lo que digo, que el tema este, el tema 2, vamos a centrarnos en la parte de los métodos potenciómetricos. 00:26:11

Y nos vamos a centrar en la parte de la energía química y de la energía eléctrica. 00:26:16

Entonces, lo primero que tenemos que saber es qué es lo que está pasando. 00:26:22

Cuando yo voy a hacer esta relación de una propiedad eléctrica y relacionarlo con la concentración, 00:26:27

pues vamos a ver qué intercambio de cosas hay ahí o qué relación hay entre la muestra y la electricidad o la propiedad electroquímica que yo estoy mirando. 00:26:33

Entonces, la medida del potencial eléctrico, la medida de potencial o la diferencia de potencial que hemos visto, 00:26:43

es verdad que está relacionada con la circulación de electrones. 00:26:50

Estos electrones que nosotros medimos van a estar relacionados luego con la concentración. 00:26:54

Entonces, para que nosotros podamos medir una diferencia de potencial o podamos medir el movimiento o el trabajo que cuesta mover una carga de un punto a otro, 00:27:01

esta carga que vamos a medir son electrones y necesitamos que haya electrones en movimiento. 00:27:10

Para que haya electrones en movimiento tiene que haber una reacción y tiene que haber un circuito en el que tenga lugar esta reacción química con la que vamos a trabajar. 00:27:14

Las reacciones en las que hay un intercambio de electrones son las reacciones de oxidación-reducción o las redox. 00:27:25

En estas reacciones de oxidación-reducción, si trabajamos con una reacción global, pero nosotros podríamos hacer una división en dos semirreacciones. 00:27:33

En una de las semirreacciones, la especie química es capaz de ceder electrones. 00:27:44

electrones. Al ceder electrones lo que hace esa especie es aumentar su número de oxidación y a 00:27:52

esta reacción se le llama oxidación. Si esta especie ha cedido electrones no puede cederlos 00:27:59

a alguien, tiene que haber alguien que los capte. Entonces si hay alguien que capta los electrones 00:28:09

va a disminuir su número de oxidación al captarlos y esta reacción en la que hay un 00:28:14

factor de electrones y que disminuye su número de oxidación, se llama reducción. Y son 00:28:22

las dos semirreacciones que hay. Tenemos una reacción global, que es una reacción de 00:28:27

oxidación-reducción, y separamos entre la oxidación y la reducción. Oxidación, cedemos 00:28:34

electrones y aumentamos el número de oxidación. Reducción, captamos los electrones y disminuimos 00:28:41

el número de oxidación. Para que así os acordéis un poco, imagináis que estáis 00:28:47

en un ascensor parados. Si nosotros estamos aumentando el número de oxidación, es como 00:28:55

si fuera el ascensor para arriba. Eso es el aumentar el número de oxidación, subimos 00:29:01

de planta. Al subir de planta, es como si hubiéramos liberado peso. Si no queréis 00:29:06

un ascensor, un globo de estos de aerostático. Es como si hubiéramos quitado peso y al quitar 00:29:11

peso subimos para arriba. En la reducción, al revés, estamos cogiendo cargas, estamos 00:29:18

aumentando peso y el ascensor se va para abajo. Entonces estamos disminuyendo nuestro número 00:29:23

de oxidación. Ya una vez que tenemos la redox completa, tiene que estar completa, tiene 00:29:28

que haber una oxidación, una reducción. No puede oxidarse nadie, oxidarse una especie 00:29:34

y que no haya alguien que gaste esos electrones y se reduzca. 00:29:39

Si hay una oxidación, tiene que haber una reducción obligatoriamente, 00:29:43

si no, no se puede dar la oxidación. 00:29:46

Podemos tener un elemento electroactivo, 00:29:48

pero si no tiene nadie con quien congeniarse, 00:29:50

pues no tiene lugar la reacción. 00:29:53

Entonces, oxidación-reducción, aunque las separemos en dos semireacciones, 00:29:55

es una reacción conjunta y es una necesaria para que se dé la otra. 00:29:59

Entonces, estas redes de las que estábamos hablando 00:30:04

se pueden llevar a cabo en recipientes donde el agente oxidante y el agente reductor 00:30:07

están en contacto, o bien de forma que el oxidante y el reductor 00:30:12

se encuentran en recipientes separados, que es el ejemplo que tenemos ahí. 00:30:16

El lugar donde tienen lugar estas redox es lo que llamamos celda electroquímica. 00:30:21

Y las celdas electroquímicas, pues vamos a ver cuáles son los componentes que tienen 00:30:28

o cómo las podemos destripar un poco. 00:30:33

Las celdas electroquímicas se componen de dos recipientes, que son semiceldas, para verlo mejor como si estuvieran por separado. Tenemos dos recipientes que se llaman semiceldas y cada una de ellas va a tener un elemento conductor. 00:30:35

Este elemento conductor se llama electrodo. Y el electrodo va a estar disuelto en una disolución, que es la disolución electrolítica. 00:30:53

En nuestro caso, los electrodos son las placas estas rectangulares que tenemos aquí. Tenemos una placa de zinc y una placa de cobre. A eso se le llama electrodo. 00:31:04

Y luego está la disolución, la que tenemos aquí. Una tiene una sal de zinc y otra tiene una sal de cobre disuelta. 00:31:14

Para poder diferenciar a los electrodos, pues le vamos a poner nombre. 00:31:22

Los electrodos se van a llamar ánodo y cátodo. 00:31:26

Y en función de la reacción que tenga lugar el electrodo, pues la semicelda tendrá unas propiedades características, unas propiedades diferentes. 00:31:29

Empiezo por el ánodo, para ver cuáles son las características que tiene. 00:31:39

El ánodo es el electrodo o el lugar, o sea, el sitio, el electrodo donde tiene lugar la oxidación. 00:31:43

El ánodo es este que tenemos aquí y aquí tendría lugar la oxidación. Recuerda, la oxidación lo que hemos dicho es que cede electrones. Entonces, el zinc, en el caso que tenemos aquí, el zinc o cualquier metal, cuando están en estado metálico su número de oxidación es cero. 00:31:51

Cuando están en forma de sal, pues ya veremos el número de oxidación que tienen. 00:32:10

Entonces el zinc está aquí y el zinc está en su forma metálica, por lo tanto el número de oxidación es igual a cero. 00:32:15

Y el zinc al oxidarse lo que va a hacer es ceder dos electrones. 00:32:21

Como cede dos electrones, su número de oxidación aumenta en dos puntos. 00:32:25

Entonces pasa de zinc cero a zinc más dos. 00:32:30

Estos electrones los cede y van por un cable 00:32:33

Por aquí, van por aquí, se unen por aquí los electrones 00:32:39

Y llegan a la otra parte 00:32:42

¿Vale? Entonces, que sería la parte del cátodo 00:32:44

Entonces, en el cátodo lo que tiene lugar es la otra semirreacción 00:32:47

Tiene lugar la semirreacción de reducción 00:32:51

¿De acuerdo? La reacción de reducción 00:32:53

Lo que hace es captar estos electrones 00:32:55

Y al captar los electrones reduce su número de oxidación 00:32:58

Entonces, en este caso, los electrones estos que vienen llegan a la disolución que tenemos aquí. 00:33:02

Tenemos una disolución de cobre más 2. 00:33:10

El cobre más 2 va a captar esos dos electrones, capta dos cargas negativas y pasa de cobre más 2 a cobre cero, que es el que tenemos aquí. 00:33:12

Entonces, el cobre es el que actúa como aceptor de electrones y disminuye su número de oxidación de más 2 a cero. 00:33:21

y ahí ya tendríamos la red 00:33:27

completa, he cedido dos electrones 00:33:31

y esos dos electrones los coge el cobre 00:33:33

si cedo tres electrones 00:33:35

quien sea este en el otro lado 00:33:37

tiene que captar esos tres electrones, es decir 00:33:39

los electrones son los mismos los que se ceden que los que se captan 00:33:41

vale, yo he dicho 00:33:44

que los electrones van por aquí 00:33:45

vale, he dicho van por un cablecito que viene por aquí 00:33:47

hasta llegar aquí, claro, si nosotros no 00:33:49

tenemos el circuito cerrado, tenemos los 00:33:51

electrodos cada uno separados 00:33:53

no hay una forma de ponerlos en contacto, entonces para que 00:33:54

circule la corriente en una celda, pues además de las redes, si necesitamos que haya una 00:33:57

transferencia de electrones, un elemento conductor que no intervenga en las redes, un elemento 00:34:02

que esté entre las dos semiceldas con las que estábamos hablando. Y por ahí es por 00:34:08

donde van a circular los electrones, esta rayita pequeña que hay aquí, la que está 00:34:12

arriba con la O. Y el movimiento de electrones va a ser siempre desde el ánodo hacia el 00:34:16

cátodo, porque siempre el ánodo es el que va a ceder los electrones y el cátodo es 00:34:22

el que va a captarlos. Entonces, los electrones siempre van desde el ánodo hacia el cátodo. 00:34:26

Es verdad que hay pilas raras, pilas inversas, que se utilizan para alguna cosa que nosotros 00:34:30

no vamos a ver. Entonces, en todas las pilas que nosotros veamos, siempre, siempre, siempre 00:34:35

los electrones van desde el ánodo hacia el cátodo. Y van por el cable conductor este 00:34:42

de aquí, que simplemente es un elemento conductor que no interviene en la regación. 00:34:49

Ahora, tenemos otra cosa más. 00:34:53

Aquí el cacharro está amarillo. 00:34:55

Eso es para terminar de cerrar el circuito completamente. 00:34:57

Si nosotros aquí tenemos zinc, y hemos dicho que cede electrones y pasa a zinc más 2, 00:35:02

aquí se nos van acumulando cargas positivas, se nos va acumulando zinc más 2. 00:35:08

Esto es una disolución, esto azul que se ve, es una disolución de sulfato de zinc. 00:35:11

Pero el zinc, al pasar a zinc más 2, se van acumulando cargas positivas. 00:35:15

Aquí pasa al revés. 00:35:20

Yo tengo una disolución de sulfato de cobre, cobre más 2, y al captar los electrones voy formando cobre, cada vez se va formando más cobre, y van disminuyendo las cargas positivas de aquí. 00:35:21

Si hay una disolución de sulfato de cobre, si voy eliminando los cobres, se van quedando los sulfatos, entonces se queda aquí una acumulación de cargas negativas. 00:35:32

Para intentar equilibrar todo esto, pues tenemos el puente salino, que es esto que tenemos por aquí. 00:35:41

El puente salino es un tubo que tiene forma de U y por dentro tiene una disolución normalmente de cloruro de potasio, también de algún nitrato de sodio, suele ser. 00:35:46

Entonces, lo importante es que los extremos del tubo, esta parte de aquí, los extremos que están ahí, están formados por un elemento poroso, están en contacto con la disolución y ese elemento poroso lo que va a hacer es que va a permitir el movimiento de los iones para eliminar toda esa acumulación de cargas que hay. 00:36:03

Esto se consigue sin que estas dos disoluciones entren en contacto, porque si las juntamos ya la concentración varía y ya tenemos todo mezclado y contaminado y no sirve. 00:36:26

Entonces el puente salino lo que permite es el movimiento de iones sin que las disoluciones entren en contacto. 00:36:36

Así evitamos la contaminación. 00:36:42

Además, lo que permite es que los contenidos de las dos mitades de la celda estén aislados y no hay reacción entre los iones de cobre y el electrodo de zinc. 00:36:44

Entonces, evitamos que haya contaminación respecto a los iones. El puente salino no interfiere en el movimiento de electrones. El puente salino solamente es para los iones con los que estoy trabajando. 00:36:55

Entonces, al ver este movimiento de electrones, sí se genera una diferencia de potencial, porque se mueven desde un sitio hacia otro. 00:37:08

Y al ver ese movimiento, el trabajo que cuesta ese movimiento es lo que nosotros medimos, el potencial que nosotros medimos. 00:37:21

Entonces, el potencial que hay en la celda, pues sí nos va a indicar un poco el equilibrio de la reacción. 00:37:28

Es decir, nos va a indicar la proximidad de una reacción al equilibrio, de forma que cuando el potencial sea cero, pues la reacción ya es cuando ha alcanzado el equilibrio. 00:37:35

Ahora, el potencial de la pila que nosotros estamos midiendo, lo que vamos a hacer, o como nosotros lo vamos a medir, mejor dicho, o como lo vamos a calcular, va a ser a diferencia, a través de una diferencia de potencial. 00:37:46

Nosotros medimos el potencial en un punto, medimos el potencial en otro punto y vemos la diferencia de potencial que hay. Pero lo que quería ver es que estas potenciales que nosotros medimos están relacionadas con una reacción de reducción, una reacción de oxidación. Por eso la transformación de energía química en energía eléctrica. 00:38:01

El potencial de la pila lo calculamos a través de la diferencia de potencial que hay entre el ánodo y el cátodo, es decir, la diferencia de potencial que hay entre la reacción de reducción y la reacción de oxidación. 00:38:21

El potencial es propio de cada reacción y siempre va a ser el mismo en unas condiciones determinadas, que son las condiciones estándar. 00:38:33

Por lo que nosotros podemos tener una tablita, igual que tenéis la tabla de densidad del agua a un montón de temperaturas, nosotros tenemos una tabla con todas las reacciones del mundo que hay a unas determinadas condiciones, lo que digo condiciones estándar, que sea 25 grados, una atmósfera y concentración 1 molar. 00:38:42

Y ahí, en esa reacción, en esas condiciones, el potencial va a ser siempre el mismo. Es decir, siempre que, yo qué sé, tengamos aquí el permanganato pase a oxígeno de manganeso, pues siempre va a tener un potencial de 1,70, ¿vale? 00:39:02

O siempre que el cobre 2 más se reduzca a cobre, va a tener un potencial de 0,34, siempre que esté en las mismas condiciones, ¿vale? De lo que digo, condiciones estándar. 00:39:20

Y eso, bueno, pues como hay un montón de reacciones, pues hay tablas y tablas y tablas donde nosotros podemos consultar el potencial que hay. 00:39:33

Este potencial, lo digo, que es propio de cada reacción y que en las mismas condiciones va a ser siempre la misma, ¿vale? 00:39:41

tablas, bueno, pues hay 00:39:48

mucha bibliografía, hay unas más extensas 00:39:51

otras menos, vale 00:39:53

en el aula virtual, en los contenidos 00:39:55

creo que hay otra tabla, pero al final los números 00:39:57

son iguales, vale, hay otras que los ordenan 00:39:59

de menor a mayor, otras de menor a mayor 00:40:01

mayor a menor, ahí hay un poco 00:40:03

cada bibliografía hace lo que 00:40:05

quiera, esta si, bueno, cuando 00:40:07

suba la presentación la tendréis 00:40:09

que por si es más completa 00:40:11

o no, pero bueno, que eso es 00:40:13

todo consultar y 00:40:15

no hay problema entonces si es verdad que para hacer los cálculos hay muchas formas de hacerlo 00:40:17

yo lo voy a explicarlo de una manera que creo que es la que se ve más sencilla pero si lo entendéis 00:40:24

de otra forma o estáis acostumbrados a trabajar con esto y lo hacéis de otra manera no hay 00:40:30

problemas vale no quiero que os liéis y si lo sabéis de una manera pues tirar de esa manera 00:40:35

yo lo explico según las tablas que tenemos en la tabla que nosotros tenemos lo que está registrado 00:40:40

son los potenciales de reducción, ¿vale? Son potenciales estándar de reducción, siempre 00:40:46

de reducción, es decir, el potencial de la reacción de reducción. Entonces, para el 00:40:51

cálculo de la diferencia de potencial, vamos a trabajar siempre con las reacciones que 00:40:57

tengamos aquí, con las reacciones de reducción, ¿vale? Que es la parte donde está el lío 00:41:01

siempre. Nosotros sabemos que en el ánodo tiene lugar la oxidación, que en el cátodo 00:41:07

tiene lugar la reducción, pero para eso a nivel químico lo controlamos bien. Pero cuando 00:41:11

hagamos cálculos a nivel matemático vamos a trabajar siempre con las reacciones de reducción, 00:41:17

con los numeritos que hay aquí en las tablas, porque si no luego hay mucho lío de cambiar 00:41:22

cosas y de cambiar signos y de mover cosas de un lado para otro. Entonces trabajamos 00:41:27

siempre con las reacciones de reducción. Vamos a trabajar con una reacción. Creo que 00:41:33

pongo mejor, para no poner letras de A y B, voy a poner especies reales, la que hemos 00:41:42

trabajado antes, por ejemplo, que hemos visto la del zinc y la del cobre y así yo creo 00:41:47

que sería mejor. Entonces, si nosotros conocemos las semirreacciones de oxidación y reducción, 00:41:52

vamos a ponerlas 00:41:57

ahí hemos dicho que el fin 00:41:59

lo que le pasaba al fin 00:42:02

es que el fin cedía 00:42:04

dos electrones y pasaba 00:42:05

a fin más dos 00:42:08

¿vale? y como cede dos electrones 00:42:09

los pone por aquí 00:42:12

aquí igual, yo estoy acostumbrada 00:42:13

a poner los dos electrones en el 00:42:15

sitio donde el número de oxidación 00:42:18

es mayor, que preferís poner 00:42:20

aquí un menos dos electrones 00:42:22

como queráis, no hay problema 00:42:23

Entonces, el zinc, habíamos dicho que se oxidaba, cedía dos electrones y pasaba de zinc cero a zinc más dos 00:42:26

Este no lo pongo, es que normalmente si no se pone nada es cero 00:42:33

El cobre pasaba al revés 00:42:38

El cobre, teníamos cobre que era más dos, captaba los dos electrones y pasaba a cobre cero 00:42:41

si nosotros queremos saber 00:42:49

cuál es la reacción global 00:42:54

cogíamos y sumábamos 00:42:55

sumábamos las dos reacciones 00:42:58

entonces decíamos 00:43:01

fin 0 00:43:03

más cobre más 2 00:43:05

va a dar lugar 00:43:08

a fin más 2 00:43:10

más cobre 0 00:43:12

y los dos electrones de aquí 00:43:15

y los dos electrones de aquí se iban. 00:43:18

Como uno los coge y otro los suelta, 00:43:20

pues al final no teníamos nada que ver. 00:43:23

Entonces nosotros sumábamos las dos reacciones. 00:43:26

Por lógica, podríamos decir que el potencial final de la pila 00:43:29

debería ser la suma de los dos potenciales. 00:43:34

Pero aquí es la cosa que viene un poco rara. 00:43:38

En la tabla nosotros no tenemos potenciales de oxidación, 00:43:40

sino que tenemos potenciales de reducción. 00:43:44

Es decir, cuando nosotros queremos calcular la diferencia de potencial de la pila o el potencial de la pila, siempre nos piden el potencial de reducción, porque se trabaja con potenciales de reducción. 00:43:46

Entonces, como nosotros estamos trabajando con potenciales de reducción, es como si le diéramos la vuelta a esta, lo que digo que a nivel de matemáticas, es como si le diéramos la vuelta a esa reacción. 00:43:58

El potencial que nosotros tenemos aquí, el potencial estándar del zinc es menos 0,76 que viene en la tabla. Y este potencial es el potencial de la reducción de esta reacción. 00:44:12

Yo sé que es un ánodo y que el zinc va a pasar a zinc más 2, pero para cálculos y para números tengo que trabajar con el menos 0,76 voltios y ese potencial es de la ecuación de reducción, ¿vale? Pues ya está, me lo quedo, no pasa nada. 00:44:30

Y en el del zinc, en el del cobre, nosotros tenemos que el potencial del cobre sería más 0,34. Esto es un potencial de reducción, la reacción de reducción, no tenemos que hacer más cambios. 00:44:44

Entonces el cambio que nosotros vamos a hacer es que en vez de hacer la suma de potenciales, en vez de sumar el potencial de oxidación del zinc más el potencial de reducción del cobre, 00:45:07

lo que vamos a hacer es que para calcular el potencial estándar de la pila vamos a hacer el potencial estándar del cátodo menos el potencial estándar del ánodo, 00:45:19

que son los que vienen en las tablas y ya nos quitamos de mover cosas y mover signos y de todo. 00:45:32

Si nosotros hacemos esto diríamos el cátodo era el cobre, pues 0,34 menos el zinc que es el ánodo 00:45:42

que es menos 0,76 y tendríamos un potencial de la pila de 1,10 voltios. 00:45:51

Entonces, para calcular el potencial estándar de la pila, hacemos siempre potencial estándar de reducción del cátodo menos potencial estándar de reducción del ánodo. 00:45:58

Y así tendremos el potencial de la pila, que se impide con potencial de la pila, pero al final es un potencial de reducción. 00:46:10

Entonces, trabajamos siempre con los potenciales de reducción. 00:46:20

¿vale? es que si no hay que cambiar el signo 00:46:23

de uno, hacer la suma 00:46:28

entonces yo creo que lo más fácil es 00:46:29

a nivel de matemáticas 00:46:31

trabajamos siempre con la ecuación de reducción 00:46:33

y yo hago cátodo menos ánodo 00:46:35

y ahí tengo cuál sería 00:46:38

la concentración, o sea cuál sería 00:46:39

el potencial de la pila 00:46:41

en condiciones estándar 00:46:43

¿vale? pues por eso, que nosotros no tenemos 00:46:44

una, sería, a ver 00:46:49

que es cambiar el signo, pero las tablas que hay son tablas de reducción. 00:46:51

Nosotros no tenemos una tabla de potencial de oxidación. 00:46:54

Entonces, el potencial de la pila es la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo 00:46:57

y el potencial de reducción del ánodo. 00:47:01

Si alguien suele hacerlo de otra manera, que no se lide y lo haga de la otra manera. 00:47:04

Para los que no lo sueles trabajar, yo creo que esta es la forma más sencilla. 00:47:09

Ahora, yo mido el potencial y me queda que el potencial de la pila es de 1,10 voltios. 00:47:15

¿Vale? Pues hasta ahí hemos llegado. ¿Qué hago yo con eso? ¿De qué me interesa a mí saber eso o qué información me aporta? Bueno, pues si esta diferencia de potencial es positiva, ¿vale? O esta diferencia de potencial es mayor que cero, a esta pila se le va a llamar pila galvánica. 00:47:20

Son las pilas en las que el potencial que nosotros medimos es mayor que cero, es un potencial positivo. 00:47:41

En las pilas galvánicas, las que tienen un potencial positivo, son reacciones espontáneas, es decir, reacciones en las que surgen de forma natural, no necesitan ningún aporte de energía para que tengan lugar. 00:47:50

si por el contrario el potencial este que ha salido 1,10 saliese negativo 00:48:03

en vez de llamarse pila galvánica se le llama pila electrolítica 00:48:10

y en estas el potencial es lo que digo que es un potencial menor que 0 00:48:14

un potencial negativo 00:48:21

aquí las reacciones no se forman o no tienen lugar de forma espontánea 00:48:22

Sino que para que tenga lugar esa reacción necesitamos un aporte de energía. Tenemos que suministrar una corriente eléctrica y entonces estamos forzando a la reacción redox a que ocurra en el sentido que nosotros hemos fijado en lo que os ponía antes de las cargas. 00:48:28

las pilas con las que estamos trabajando 00:48:45

en vez de tener que hacer siempre 00:48:50

el dibujito que teníamos hecho antes 00:48:53

bueno, no hemos hecho el dibujito 00:48:56

pero hemos visto un esquema 00:48:58

que teníamos aquí un electrodo de zinc 00:49:00

aquí un electrodo de cobre 00:49:03

y aquí teníamos el puente salino 00:49:06

entonces cuando nosotros vayamos a hacer una práctica 00:49:09

en vez de tener que hacer todo esto 00:49:12

y explicar el dibujito 00:49:14

O decir, tengo un electrodo de zinc sumergido en una disolución de sulfato de zinc. Hay una forma en la que nosotros podemos expresar las pilas, una representación gráfica o una anotación de la pila. 00:49:15

Entonces, lo que estamos haciendo es simplificar la descripción de las celdas, lo que digo que es una anotación abreviada. 00:49:26

entonces por convenio 00:49:34

no tiene ningún sentido químico 00:49:36

bueno, si queréis lo podemos buscar 00:49:38

pero por convenio 00:49:40

se empieza a trabajar siempre 00:49:42

a partir del ánodo 00:49:44

si queréis le buscamos que los electrones van siempre 00:49:45

desde el ánodo hacia el cátodo 00:49:48

pues vamos desde el ánodo hacia el cátodo 00:49:49

y empezamos a trabajar siempre desde el ánodo 00:49:51

yo al hacer los dibujos también 00:49:53

si tengo que hacer algún esquema, algún dibujo 00:49:55

suelo poner aquí la parte del ánodo 00:49:58

y aquí la parte del cátodo 00:50:00

Y ahora vamos a la representación o a la notación de la pila. Lo que vamos a ir viendo son las diferentes interfaces que hay, los límites que hay entre las fases y eso lo vamos a ir poniendo con líneas verticales. 00:50:02

verticales. Si hay puente salino, como son dos interfaces, lleva una doble barra. Empezamos 00:50:19

siempre lo que digo desde el ánodo. Empezamos por el electrodo del ánodo que tenemos aquí. 00:50:29

Entonces tendríamos que poner el ánodo, luego imaginar que estoy siguiendo el camino, 00:50:36

estoy aquí y ahora me paso al líquido. Paso de una parte del electrodo, la paso a una 00:50:42

parte líquida, hay una interfase, entonces nosotros hacemos una línea. Ahora estoy aquí 00:50:48

en una disolución, pues esta es la disolución anódica. Luego de esta disolución paso por 00:50:53

el puente salino, pues entro por aquí y llego hasta aquí. Como son dos interfaces ponemos 00:51:04

doble barra, eso sería el puente salino. Una vez que he llegado aquí paso a la disolución 00:51:10

que hay aquí? Pues tendríamos que poner la disolución catódica. Y de la disolución 00:51:17

catódica ya volvemos aquí, que sería el cátodo. Otra línea vertical y ya ponemos 00:51:26

el cátodo. En el ejemplo que hemos visto antes, como ánodo teníamos el fin. Como 00:51:32

disolución anódica teníamos cien dos más como luego de salino como disolución catódica teníamos 00:51:43

el cobre dos más y luego ya el cátodo que era el cobre entonces bueno si el zinc pasa haciendo más 00:51:53

teniendo dos electrones estos dos electrones los coge el cobre dos más y el cobre dos más 00:52:01

acoge los otros electrones se transforma en cobre si queréis seguirle pero siempre empezamos por el 00:52:06

anodo y acabamos por el cátodo. Esa sería la forma en la que nosotros podemos abreviar 00:52:12

o podemos representar las pilas, que es la forma con la que se trabaja. Normalmente vamos 00:52:19

a ver esto de las barras, no vamos a ver los dibujitos de los esquemas. Esto sería cuando 00:52:26

estamos trabajando en las condiciones estándar, que son 25 grados, una atmósfera, concentración, 00:52:35

1 molar. ¿Qué pasa? Que no siempre va a ser así, porque si no, pues no nos va a aportar 00:52:41

mucha información en las pilas. Si siempre tiene la misma concentración, mide el potencial, 00:52:47

va a ser siempre el mismo, pues no me sirve de nada tener una pila porque no tengo información 00:52:51

que averiguar. Entonces, cuando cambian las concentraciones, estos potenciales van a cambiar. 00:52:57

Entonces, como la diferencia de potencial total va a depender de los potenciales de cada semicelda, pues si hay una concentración que sea diferente a 1 molar, tenemos que indicarlo. 00:53:03

Concentración, actividad. Recordad que realmente hablamos de actividad, pero como se parecen al 99,99%, vamos a hacer como si la actividad fuera lo mismo que la concentración. 00:53:21

Entonces, si las actividades o las concentraciones de cada especie son diferentes de 1 molar, lo indicamos entre paréntesis. Si no se pone nada, se supone que es 1 molar. 00:53:33

Aquí, que no ponía nada, podríamos suponer que es todo 1 molar y si no, tendríamos que poner aquí entre paréntesis 0,10 molar, por ejemplo, o 0,05 molar. Lo ponemos ahí. 00:53:45

Igual, si estamos a presión diferente a una atmósfera, lo ponemos. 00:54:01

Si estamos a una temperatura diferente a 25 grados, también se indica. 00:54:08

Pero bueno, de momento no vamos a liar las cosas y las concentraciones sí las vamos a cambiar, 00:54:13

pero temperatura y presión las vamos a dejar igual. 00:54:18

Entonces, el ejemplo este que he puesto yo, la del zinc y la del cobre, 00:54:23

es una pila que se utilizaba mucho y se le llama pila Daniel. 00:54:27

Que es un ánodo que tiene un electrodo de zinc que se va a oxidar, como es el ánodo, se oxida. Entonces, el zinc al oxidarse libera dos electrones pasando a zinc 2+, que están en la disolución. 00:54:31

Estos electrones pasan por el cablecito, el elemento conductor este, pasarían a la otra disolución de cobre 2+, que se va a reducir pasándose a cobre. 00:54:48

Para que no se generen las cargas de 100 2+, de los sulfatos, ahí tenemos el puente salino. 00:55:05

El puente salino lo que hace es cerrar el circuito haciendo una limpieza o un equilibrado de los iones que hay en la disolución, pero no intervienen los electrones, el puente salino. 00:55:11

Lo digo que el puente salino, pues normalmente es de cloruro de potasio, entonces los cloruros se irían hacia el ánodo para compensar el exceso de la carga positiva, 00:55:23

del zinc 2+, en este caso, y el potasio que tiene carga positiva iría hacia la disolución del cátodo, en nuestro caso de sulfato, 00:55:34

para compensar la carga negativa por la desaparición del cobre 2+, en nuestro caso. 00:55:43

Si tenemos otra pila con otras cosas, pues el guión que compensan es diferente, pero bueno, al final lo que compensan son guiones, ¿vale? 00:55:48

Lo habitual es que no estemos trabajando en condiciones estándar, sino que estemos trabajando con concentraciones diferentes. 00:55:59

Entonces vamos a hacer algún ejercicio de condiciones estándar y si nos da tiempo hacemos con concentración diferente a la esperada. 00:56:07

Ahí tendríamos diferentes pilas, entonces vamos a ir separando. 00:56:19

En este caso tengo un electrodo de hierro, como no pone número 2 y opción es hierro 0, que pasa a hierro 2+. 00:56:23

Entonces aquí toda la parte del hierro sería la parte del ánodo. 00:56:31

y la parte del cobre sería la parte del cátodo. 00:56:36

Para que el hierro se oxide a hierro 2+, 00:56:40

cede dos electrones. 00:56:45

Estos dos electrones son captados por el cobre 00:56:47

y el cobre, al captar los dos electrones, 00:56:49

reduce su número de oxidación transformándose en cobre, cero. 00:56:51

Y tenemos que calcular cuál es el potencial en estas celdas 00:56:56

y vamos a decir si son galvánicas o electrolíticas. 00:57:01

Acordaros, galvánicas son las que tienen el potencial positivo y electrolíticas las que tienen un potencial negativo. 00:57:04

Vamos con la primera. 00:57:13

Nosotros tenemos que buscar los potenciales, ahora voy a la tablita, el potencial del hierro y el potencial del cobre. 00:57:15

Me vengo aquí. 00:57:23

Entonces aquí tenemos todas las estas. 00:57:25

La del hierro, que era el primero, que era el ánodo. 00:57:29

Pues la del hierro la tenemos más o menos por aquí. No, miento, perdón. Aquí me he ido yo directamente a uno que conocía, pero no. Aunque ahora lo veáis muy chiquitillo, luego si no ampliáis. 00:57:32

Aquí tenemos la reacción del hierro 3 a hierro 2+. Esa no es la que buscamos nosotros. Nosotros estamos buscando la del hierro a hierro 2+. Entonces tenemos que tener cuidado de buscar el potencial de la reacción que se corresponda. 00:57:45

Aquí tenemos un potencial de hierro 2+, pierde los electrones y se transforma en hierro 00:58:04

Entonces este es el que nos interesa 00:58:12

Pero que os digo que nosotros sabemos que realmente el hierro se va a transformar en hierro 2+, pero la consulta que hacemos aquí nos da el potencial de reducción 00:58:14

Y el potencial de reducción es menos 0,44 00:58:23

El otro potencial que teníamos era el del cobre, y el del cobre si era de cobre más 2 a cobre 0 00:58:27

vale esta la tenemos por aquí cobre 2 más a cobre 0 es 0 34 ya tenemos dos valores en el cátodo 0 34 00:58:34

en el ánodo menos 0 44 si nosotros tenemos que calcular el potencial de la celda pues sería 00:58:46

cátodo menos ánodo, es decir, cobre menos hierro, nosotros tenemos que el potencial 00:58:55

de reducción del cobre es 0,34 voltios, que el potencial de reducción del hierro, 2 a 00:59:03

0 y menos 0,44. El potencial de la pila es igual al potencial del cátodo menos el potencial 00:59:16

del ánodo. Perdón, si estamos en condiciones estándar, para poner el estándar se pone 00:59:28

el cerito arriba, que ahora cuando hagamos las otras tenemos que diferenciarlo. Entonces, 00:59:35

el potencial estándar de la pila, cátodo menos ánodo, sería 0,34 menos 0,44, ¿vale? 00:59:40

Voltios y voltios todo, y el potencial estándar de la pila, 0,78. 00:59:50

Probamos con otro, el de la plata, ¿no? Entonces tenemos plata a plata más y hierro igual que 00:59:58

antes vale del cambio entonces el potencial del hierro como es el mismo que que en el caso 01:00:07

anterior es el mismo es 0 44 aquí el hierro está a la derecha de la doble barra así que aquí el 01:00:17

hierro está actuando como cátodo y la plata está actuando como ánodo entonces digo que son los 01:00:24

mismos elementos pero que unas veces actúan como cátodo y otras como ánodo vale el hierro es menos 01:00:31

0,44 que lo tenemos aquí y la plata la buscamos y la plata está por aquí, que la plata sería 0,80. 01:00:36

Tenemos que el potencial de reducción de la plata es 0,80, que el potencial de reducción del hierro 01:00:45

es menos 0,44 voltios y voltios pues entonces en este caso teníamos el hierro en el cátodo 01:01:01

el potencial estándar de la pila es el potencial estándar del cátodo menos el potencial estándar 01:01:11

del ánodo entonces el potencial de la pila sería el potencial del cátodo en nuestro 01:01:21

caso el cátodo era el hierro, menos 0,44, menos potencial del ánodo, era 0,80 que es 01:01:28

la plata, 0,80 voltios y el potencial de la pila es menos 1,24, lo tenéis aquí. Vamos 01:01:36

con el cobre, cobre 2+, y el H+, y el H2, volvemos, tenemos la doble barra, vamos a ir siempre 01:01:46

de la doble barra de referencia. A la izquierda de la doble barra, el ánodo. A la derecha 01:01:54

de la doble barra, el cátodo. Como ánodo tenemos el cobre, que ya lo conocemos de esta 01:02:00

reacción de antes. Como cátodo tenemos el hidrógeno. Pues vamos a buscar aquí el potencial 01:02:05

del hidrógeno, que el del cobre es el mismo que el de antes. El potencial del hidrógeno 01:02:11

lo tenemos aquí. El potencial del hidrógeno es 0. De H más a H2 es 0. Lo tenemos aquí 01:02:17

que es 0. El potencial del cobre es 0,34 voltios. El potencial del hidrógeno es 0,00 voltios. 01:02:26

El potencial de la pila es igual al potencial estándar del cátodo menos el potencial estándar del ánodo. 01:02:41

El potencial estándar de la pila sería el potencial del cátodo, en nuestro caso era el hidrógeno, pues 0,00 voltios, menos el potencial del ánodo, 0,34. 01:02:52

Pues el potencial de la pila, menos 0,34 voltios. 01:03:05

Y la última que nos quedaba, que nos quedan la del zinc y la del cobre. 01:03:15

La del zinc y la del cobre es la que hemos hecho de ejemplo, la de la pila Daniel que teníamos antes. 01:03:21

Tenemos doble barra, a la izquierda el ánodo, a la derecha el cátodo. 01:03:28

El cobre sabemos ya cuál es su potencial de reducción porque ya lo hemos hecho tres veces. El zinc, vámonos por aquí y la del zinc la tenéis por aquí. El potencial de reducción del zinc es menos 0,76. Pues vamos a calcular el potencial de la pila. 01:03:34

El potencial estándar de reducción del cobre, 0,34 voltios. 01:03:53

El potencial estándar de reducción del zinc, son menos 0,76 voltios. 01:04:01

El potencial estándar de la pila, es el potencial estándar de reducción del cátodo, menos el potencial estándar de reducción del ánodo. 01:04:12

Por lo tanto, el potencial estándar de la pila sería cátodo menos ánodo, el cátodo era el cobre, que es 0,34 voltios menos 0,76 voltios, que era el fin. 01:04:22

Y el potencial de la pila, el estándar, es igual a 1,10 voltios. 01:04:37

Vale, pues ya los tenemos todos calculados 01:04:43

Y ahora nos está preguntando que si son galvánicas o si son electrolíticas 01:04:48

Pues venga, va a irme diciendo 01:04:53

¿Esta primera del hierro con el cobre es galvánica o electrolítica? 01:04:55

Galvánica 01:05:02

¿Por qué? 01:05:02

Porque es positiva 01:05:04

Eso es 01:05:06

Vale, ¿esta del cobre con el hidrógeno? 01:05:07

Electrolítica 01:05:11

¿Por qué? 01:05:12