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B2Q U10.2 Pilas voltaicas - Contenido educativo
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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES
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Arquitecto Pedro Gomiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases
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de la unidad 10 dedicada a la segunda parte del estudio de las reacciones de reducción oxidación.
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En la videoclase de hoy estudiaremos las pilas voltaicas. En esta videoclase vamos a estudiar
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las pilas voltaicas o pilas galvánicas puesto que ambos nombres son equivalentes. En cualquier
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caso una pila es un dispositivo que nos va a permitir obtener energía eléctrica a partir
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de reacciones redox. Y es que no olvidemos que las reacciones redox están formadas por
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dos semirreacciones. Por un lado tenemos una semirreacción de oxidación en la cual una
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sustancia cede electrones. Y por otro lado tenemos una semirreacción de reducción en
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la cual tenemos otra sustancia que capta electrones. Pues bien, si pudiéramos hacer que los electrones
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que son cedidos en una semirreacción y captados en la otra, y que son los mismos, circularan
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por un conductor externo podríamos aprovechar esa corriente eléctrica para alimentar una
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impedancia y obtener un cierto trabajo eléctrico. Como podéis ver en general las pilas constan de
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dos metales que van a estar sumergidos bien en dos recipientes diferentes o bien en uno y para
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que haya una separación física entre ambos sistemas, en el caso en el que haya un único
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recipiente, lo que tendremos es una separación por una membrana porosa. En el caso en el que
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tuviéramos dos recipientes completamente separados, ambos estarían conectados por
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un puente salino, que veremos en un esquema más adelante que discutiremos en
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ese momento. Y aquí lo que tenemos representado es, uniendo esos dos
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elementos metálicos, ese conductor externo que va a alimentar a la impedancia, en
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este caso lo que hemos hecho es colocar aquí una bombilla, obtendríamos energía
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luminosa por el trabajo eléctrico de los electrones que circularían por este
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conductor. En este contexto de las pilas voltaicas y también en la siguiente
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videoclase, cuando hablemos de la electrólisis, cobre importancia el concepto de electrodo. Como
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podéis ver aquí, un electrodo o semípila es un sistema químico capaz de experimentar una de las
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semirreacciones redox que van a formar el proceso redox completo y que posee un elemento sólido que
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se denomina borne, que es el que va a permitir el paso de corriente eléctrica. En el caso del
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electrodo donde ocurre la semirreacción de oxidación, a través de ese borne saldrán los
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electrones que han sido cedidos por la sustancia que se oxida, en el caso del
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electrodo donde ocurre la asimilación de reducción, en ese borne o a través de
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ese borne entrarán los electrones que van a propiciar la asimilación de
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reducción. En este sentido cobra importancia la
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forma en la que se van a denotar los electrodos, puesto que no es una
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cualquiera. Y como podéis ver aquí, se van a denotar siempre en el sentido de
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la reacción de reducción, separando a la izquierda la especie oxidada de a la derecha
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la especie reducida mediante una barra. Con independencia de que en el electrodo ocurra
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la semirreacción de oxidación o de reducción, la notación estándar, como podéis ver, es
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en el sentido de la reducción, especie oxidada a la izquierda, especie reducida a la derecha.
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En todo caso, se debe indicar el estado físico de los componentes, ya sea sólido, líquido,
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gaseoso, etc. En el caso de que lo que tuviéramos fuera una disolución acuosa, basta con indicar
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la concentración molar. Y en el caso de que las sustancias sean gaseosas, lo que tendríamos
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que hacer es indicar la presión. Asimismo, si fuera necesario un elemento metálico extraño
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a la reacción que ejerza el papel de borne que permita el flujo de electrones, se debe
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indicar entre paréntesis al inicio. Como ejemplo, aquí tenemos cómo se denota el
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electrodo de zinc, que es un elemento metálico, y el electrodo de hidrógeno, siendo el hidrógeno un
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elemento gaseoso. Puesto que tenemos que denotar el sentido de la reacción de reducción, aquí lo que
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tenemos son los cationes 2+, capaces de captar dos electrones para formar el zinc metálico. Esos
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cationes de zinc 2+, tal y como tenemos denotado este electrodo, se encuentran en una disolución
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acuosa con concentración 1 molar, mientras que el zinc es un elemento sólido. En el caso del
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hidrógeno lo que vemos es que los hidrones son capaces de captar electrones para formar la
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molécula de dihidrógeno. Los hidrones en cantidad doble al hidrógeno que se vaya a formar, fijaos en
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que aquí la reacción de reducción está ajustada estequimétricamente, los hidrones como decía se
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encuentran en disolución y aquí podemos ver que están en disolución acuosa con una concentración
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1 molar. Mientras que el gas que se estaba formando se encontrará dentro de un cierto recipiente con
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una presión de 1 atmósfera. Puesto que necesitamos un elemento metálico en el electrodo para que
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puedan entrar o salir los electrones hacia o desde el otro electrodo, necesitamos un elemento
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metálico. Aquí lo que tenemos es una disolución acuosa, aquí lo que tenemos es un gas. Ese elemento
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metálico, como podéis ver, viene denotado entre paréntesis al inicio del electrodo y en este caso
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concreto se trata del platino. Podría ser platino, podría ser gráfico o cualquier otra aleación
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inerte, algo que no participe de una reacción redox reduciéndose u oxidándose. Una pila está
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formada por la unión, por la conexión de dos electrodos. El hecho de que haya dos electrodos
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hace que estén separados físicamente el entorno en el cual se produce la asimilación de oxidación
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y el entorno en el que se produce la asimilación de reducción.
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Al conectarlos a través de los bornes con un elemento metálico, con un conductor metálico,
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forzamos que los electrones que son cedidos en el electrodo donde se produce la asimilación de oxidación
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y que son captados en el electrodo donde se produce la asimilación de reducción,
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circulen de tal manera que puedan alimentar una impedancia y podamos obtener un cierto trabajo eléctrico,
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tal y como habíamos mencionado al inicio de esta videoclase.
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Es importante tener en cuenta distintos elementos que forman parte de la nomenclatura y la terminología en el estudio de las pilas.
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Se denomina ánodo al electrodo en el cual tiene lugar la semirreacción de oxidación. Va a ser la fuente de electrones de la pila.
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Asimismo, se va a denominar cátodo al electrodo en el cual tiene lugar la reacción de reducción y va a ser el sumidero de los electrones de la pila.
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Así pues, los electrones van a circular desde el ánodo, el electrodo en el cual tiene lugar la asimilación de oxidación,
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hacia el cátodo, el electrodo, donde tiene lugar la asimilación de reducción.
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Puesto que los electrones circulan desde el ánodo, son repelidos, por así decirlo, por el ánodo,
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hacia el cátodo, son atraídos por el cátodo, vamos a denominar polo negativo al ánodo y polo positivo al cátodo.
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con objeto de evitar que los recipientes donde tenemos los dos electrodos se polaricen por la
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formación de cargas tanto positivas como negativas cuando están separados físicamente se unen
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externamente por un puente salino que vamos a discutir inmediatamente a continuación en el
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ejemplo que vamos a ver dentro de un momento y que como podéis ver lo que hace es permitir que la
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pila no se polarice por la acumulación de cargas de un mismo signo dentro de cada uno de los
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electrodos. Cargas negativas en uno, cargas positivas en el otro. Como digo, lo vamos a
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ver inmediatamente en el ejemplo que vamos a ver a continuación. Las pilas se denotan igual que
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ocurren con los electrodos a partir de la anotación de los electrodos que la forman. Y lo que vamos a
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hacer es escribirlo todo en el sentido en el cual circulan los electrones. Leyendo la anotación de
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la pila de izquierda a derecha podemos ver qué es lo que ocurre con los electrones, que son los
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protagonistas fundamentales en todo esto. Así pues, lo que vamos a hacer es representar a la
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izquierda el ánodo en el sentido de la reacción de oxidación, que es lo que ocurre en el ánodo,
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esto es al revés de la notación estándar. A la derecha lo que vamos a hacer es escribir la
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notación del cátodo en el sentido de la reacción de reducción, esto es en el sentido de la notación
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estándar. Y lo que vamos a hacer es separar la representación de cada uno de los dos electrodos
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con una barra doble. Así, por ejemplo, en el caso de una pila de zinc-cobre, tal y como
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la tenemos denotada, lo que podemos leer es lo siguiente. Se produce la oxidación en
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el electrodo de zinc, porque es el que tenemos escrito a la izquierda. Esa reacción de oxidación
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consiste en que el zinc metálico que aparece en un elemento sólido se oxida cediendo,
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tal y como podemos ver, dos electrones, cada uno de los átomos, formándose los cationes zinc-2+.
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Esos cationes zinc-2+, van a formar parte de una cierta disolución acuosa con una concentración 1 molar, como vemos aquí.
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Así pues, aquí a la izquierda de la doble barra lo que podemos ver es la semirreacción en la cual se producen los electrones, la semirreacción de oxidación.
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En este caso, insisto, el zinc metálico se oxida a cationes zinc 2+, en una disolución acuosa 1 molar.
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A la derecha de la doble barra lo que tenemos es representado que es lo que ocurre en la semirreacción de reducción, aquella en la que se absorben electrones.
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Y tal y como lo podemos ver, lo que tenemos son cationes de cobre 2+, en una disolución 1 molar.
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estos son los que van a absorber los electrones, se van a reducir y lo que vamos a obtener son
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átomos de cobre metálico formando un elemento sólido. Así pues, la notación de la pila zinc-cobre
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lo que me está diciendo es que se produce la semirreacción de oxidación en el electrodo de
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zinc, que va a ser el ánodo polo negativo. La semirreacción de reducción se va a formar en el
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electrodo de cobre, que va a ser el cátodo, polo positivo. Átomos de zinc metálico en una barra
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metálica sólida van a perder electrones, dos por cada uno de los átomos, formándose cationes de
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zinc 2+, que van a pasar a una disolución acuosa 1 molar. En el otro electrodo, los electrones van
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a ser captados por los cationes de cobre 2+, que se encuentran en una disolución acuosa 1 molar,
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y entonces lo que va a hacer es formar cobre metálico que va a pasar a formar parte de una barra metálica que se va a encontrar dentro del electrodo.
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Tal como mencioné anteriormente, vamos a ver un ejemplo de una pila concreta, en concreto la pila de Daniel,
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que es la pila de zinc-cobre cuya notación habíamos visto hace un momento en la imagen anterior.
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Aquí lo que tenemos representado a la izquierda es el electrodo de zinc formado por una lámina de zinc metálico
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que está introducida dentro de una disolución de nitrato de zinc con concentración 1 molar.
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A la derecha lo que tenemos representado es el electrodo de cobre que está formado por una lámina metálica de cobre
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que está a su vez introducida dentro de una disolución de nitrato de cobre 1 molar.
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En cada una de las dos disoluciones, el nitrato de cobre y el nitrato de zinc están completamente disociados,
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de tal forma que lo que vamos a tener es una concentración 1 molar del zinc, 1 molar del cobre, ambos zinc 2 más, cobre 2 más.
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Lo que vamos a hacer es conectar la lámina de zinc metálico con la lámina de cobre metálico con un conductor externo
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y lo que vamos a hacer es colocar un multímetro para determinar si circula o no una corriente eléctrica.
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Y lo vamos a hacer de esta manera, conectando el polo negativo en el electrodo de zinc, en la barra de zinc, y el polo positivo en la barra de cobre, en el electrodo de cobre.
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Y lo que se observa es que espontáneamente circula una corriente eléctrica y lo que medimos es una diferencia de potencial eléctrico de 1,1 voltios.
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Esta diferencia de potencial guarda relación con la energía eléctrica que podríamos obtener si en lugar de dejar que circulara libremente, aquí pusiéramos una impedancia.
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¿Qué es lo que está ocurriendo en el electrodo de zinc? Pues lo que está ocurriendo es que se está produciendo la semirreacción de oxidación.
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Los átomos de zinc metálico lo que hacen es perder dos electrones. Esos dos electrones van a circular a lo largo de la barra metálica y van a salir a través del conductor.
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Y los átomos de zinc, una vez que han perdido los dos electrones, se convierten en cationes de zinc 2+, van a formar parte de la disolución, aumentando entonces la concentración que inicialmente era 1 molar y creciendo, como he dicho anteriormente.
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¿Qué es lo que está ocurriendo en el electrodo de cobre? Pues al revés. A través del conductor externo están entrando electrones.
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Esos electrones circulan a través del cuerpo metálico y son captados en la superficie por cationes de cobre 2+, que se convierten en átomos de cobre que quedan pegados a la lámina metálica, aumentando el tamaño del cuerpo cristalino.
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Lo que nosotros observamos macroscópicamente desde fuera es que la barra de zinc se adelgaza.
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Y aquí podemos ver cómo una barra cilíndrica de zinc, conforme va pasando el tiempo, se va adelgazando.
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Al mismo tiempo, la disolución va aumentando la concentración de cationes de zinc 2+.
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En el caso del cátodo de cobre, se observa justamente lo contrario.
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La lámina, perdón, en este caso la barra de zinc, la barra cilíndrica de zinc, se va engrosando.
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Y aquí lo que podemos ver es cómo va apareciendo irregularmente zinc metálico que se agrega a la barra inicial.
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Y simultáneamente lo que podríamos ver es que la concentración de cobre 2+, en esta disolución, va disminuyendo.
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Llegará un momento en que la reacción pare.
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Podríamos pensar que la reacción parará cuando o bien la barra de zinc desaparezca por completo
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Toda ella se haya disuelto, por así decirlo
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O bien cuando todos los cationes de cobre que había en la disolución se hayan gastado
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Porque hayan formado parte de este electrodo metálico, del borne metálico de cobre
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Bueno, pues lo que podemos observar es que la reacción se ralentiza y se detiene
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mucho antes de que esta barra se disuelva o bien esta disolución tenga una concentración cero.
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¿Qué es lo que está pasando? Pues que al aumentar aquí la concentración de iones positivo cada vez cuesta más
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que los átomos de zinc pierdan electrones y se conviertan en cationes, porque lo que está ocurriendo es que está aumentando cada vez más esta concentración.
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Al revés, conforme la concentración de cobre 2+, en esta disolución, va disminuyendo,
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cada vez se hace más raro que los cobres estén próximos a esta lámina,
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de tal manera que puedan captar los electrones y pasar al cobre metálico.
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Eso es lo que mencionaba anteriormente cuando decía, al hablar del puente salino,
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que lo que permite es que la pila no se polarice por acumulación de cargas.
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En este caso, lo que está ocurriendo es que se están acumulando las cargas positivas
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y aquí lo que está ocurriendo es que están desapareciendo las cargas posibles.
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Pues bien, para intentar que este fenómeno aparezca lo más tarde posible,
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lo que se hace es unir estos dos recipientes por lo que se denomina un puente salino.
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Y aquí lo que vamos a hacer es poner una disolución de, por ejemplo, cloruro de sodio.
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Ni los aniones cloruro ni los cationes sodio más van a formar parte de la reacción redox
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Y aquí lo único que está ocurriendo es que conforme esta disolución va ganando carga positiva y conforme esta disolución va perdiendo carga positiva, los cationes van a ir migrando para intentar compensar esa pérdida de carga positiva hacia el electrodo del cobre,
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mientras que los aniones van a ir circulando para intentar atenuar ese aumento de la carga positiva dentro del electrodo de zinc.
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La diferencia de potencial entre los bornes de una pila, esa que mencioné en el ejemplo anterior,
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que podía medirse con un voltímetro inserto dentro del circuito eléctrico que los une,
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se denomina fuerza electromotriz y nosotros lo vamos a representar siempre de una forma
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estándar con la letra épsilon del alfabeto griego. Este es uno de esos puntos donde la química visita
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la física y nosotros podríamos relacionar la fuerza electromotriz de una pila con el trabajo
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eléctrico, ese que estudiamos el año pasado en la física química de primero de bachillerato y que
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algunos de vosotros habéis vuelto a estudiar en el bloque de electrostática en la física de segundo
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de bachillerato. Nosotros no vamos a hacer eso, salvo por mostraros estas expresiones,
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no vamos a volver a hablar del trabajo eléctrico. Asimismo, podríamos relacionar la fuerza
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electromotriz de una pila con las magnitudes termodinámicas que estudiamos el año pasado
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en el bloque de termoquímica en la física química de primero de bachillerato. Y podríamos
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relacionar la fuerza electromotriz con la variación de la energía libre de Gibbs y
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está a su vez con la espontaneidad o no de los procesos. Nosotros eso no lo vamos a hacer y lo
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único que sí necesitamos es quedarnos con la idea de que cuando propongamos una cierta pila por la
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unión de dos electrodos, si nosotros determinamos una fuerza electromotriz que fuera positiva,
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sabremos que la pila que estamos proponiendo funciona realmente, que el electrodo que hemos
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propuesto como ánodo lo es, el que hemos propuesto como cátodo lo es y los electrones circulan desde
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el ánodo hacia el cátodo de una forma espontánea y que si en ese circuito conectáramos una impedancia
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la estaríamos alimentando, estaríamos obteniendo un trabajo eléctrico. Si la fuerza electromotriz
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que nosotros calculáramos con esa hipotética pila fuera negativa, en ese caso el proceso no
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sería espontáneo. Lo que hemos propuesto como ánodo no lo va a ser y lo que hemos propuesto
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como cátodo no lo va a ser. Más adelante veremos que eso no quiere decir que la corriente eléctrica
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no pueda circular en ese sentido. Lo que quiere decir es que el proceso no es espontáneo. Habremos
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de forzarlo de alguna manera. Pero eso es algo que estudiaremos en la videoclase siguiente hablando
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de los procesos de electrólisis. He mencionado anteriormente la fuerza electromotriz de una
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pila y esta es la magnitud más importante que podemos utilizar para caracterizarla. No olvidemos
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que las pilas para nosotros son dispositivos de los cuales obtenemos energía eléctrica
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y que ésta a su vez guarda una relación directa con la fuerza electromotriz. ¿Cómo
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podemos determinar la fuerza electromotriz de una pila que formamos uniendo dos electrodos
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cualesquiera? Bueno, la primera opción y la más directa consiste en utilizar un voltímetro
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y medirlo directamente. Pero ¿existe alguna otra manera? ¿Podríamos determinar de alguna
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manera la fuerza electromotriz de una pila hipotética sin necesidad de formarla físicamente
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y medir con un multímetro? Pues bien, sí. Y para ello lo que necesitamos es una magnitud auxiliar
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que se denomina potencial de electrodo. Estas son las fuerzas electromotrices que se obtienen con
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las pilas que se forman con cualquier electrodo junto con un electrodo de referencia. Ese electrodo
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de referencia es el electrodo normal de hidrógeno, este que podéis ver aquí. El que está formado
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por hidrones en concentración 1 molar junto con hidrógeno gaseoso a una presión de una atmósfera
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y como elemento metálico, como borne, una varilla de platino. Todos los potenciales que nosotros
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vamos a recibir tabulados van a ser potenciales normales o potenciales estándar y van a ser
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potenciales que se representan con la letra griega épsilon, non vano es una fuerza electromotriz y
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vamos a utilizar como símbolo estándar épsilon para representar las fuerzas
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electromotrices, como decía, por la letra griega épsilon con un cero en la parte
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superior. Esto lo que quiere decir es que lo que vamos a hacer es, junto con el
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electrodo normal de hidrógeno, poner electrodos normales. Todos los potenciales
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de electrodo se van a medir a 25 grados centígrados, todas las especies disueltas
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se van a encontrar con concentración 1 molar, todas las especies gaseosas se van
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encontrar a una presión de una atmósfera. El hecho de que nosotros siempre estemos trabajando
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con potenciales normales no quiere decir que las pilas puedan funcionar en condiciones que no sean
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las normales. Podemos tener temperaturas distintas de 25 grados centígrados, desde luego, y podríamos
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formar electrodos con especies con concentraciones distintas de uno molar y presiones distintas de
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una atmósfera. En tal caso, la ecuación de Ernst nos permitiría determinar el potencial en las
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condiciones en las cuales estuviéramos trabajando a partir del potencial estándar y otras magnitudes
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termodinámicas. La ecuación de Nernst no forma parte de nuestro temario de la química de segundo
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de bachillerato y eso quiere decir que no tenéis que estudiarla. Nosotros únicamente vamos a
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utilizar siempre potenciales estándar y lo único que tenemos que hacer es saber que existe una
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cierta ecuación, incidentalmente la ecuación de Nernst, con la cual podríamos calcular el potencial
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en cualquier condición a partir del potencial estándar. Todos estos potenciales estándar de
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electrodo se recopilan en tablas y algo muy importante es que, puesto que en cualquier
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electrodo puede ocurrir bien una semirreacción de oxidación, bien una semirreacción de reducción,
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dependiendo de con cuál otro electrodo se combine, únicamente se van a tabular los potenciales
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correspondientes a las reacciones de reducción por convenio. Así pues, lo que vamos a hacer es
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considerar únicamente las reacciones de reducción. Vamos a ver a continuación un ejemplo de cómo se
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determinaría el potencial estándar de reducción, puesto que únicamente vamos a tabular reacciones
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de reducción, de, en este caso, el electrodo de zinc, el mismo que formaba parte de la pila de
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Daniels que habíamos visto anteriormente. Aquí a la izquierda lo que tenemos representado es ese
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electrodo. Tenemos una lámina metálica introducida dentro de una disolución de nitrato de zinc de tal
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manera que la concentración de cationes de zinc 2 más sea 1 molar a 25 grados centígrados y aquí
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a la derecha lo que tenemos es el electrodo estándar de hidrógeno. En esta ampolla lo que
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hacemos es introducir hidrógeno gaseoso hasta alcanzar una presión de una atmósfera. Aquí lo
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que hacemos es introducir con este hilo esta lámina de platino que va a ser el borne, el elemento
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metálico en el cual se va a producir el intercambio de electrones y todo esto
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está introducido dentro de una disolución de ácido nítrico de tal
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manera que la concentración de hidrones sea 1 molar. Todo esto igualmente a una
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temperatura de 25 grados centígrados. Aquí tenemos el puente salino con cloruro
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de sodio y lo que hacemos es conectar los dos bornes con un voltímetro y lo
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que medimos es una diferencia de potencial de 0,76 voltios y observamos que los electrones circulan
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desde el electrodo de zinc que está actuando como ánodo hacia el electrodo estándar de hidrógeno
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que es el que está actuando como cátodo. Puesto que nosotros tabulamos los valores de las
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semirreacciones de reducción y aquí en el electrodo de zinc lo que está ocurriendo es una oxidación,
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lo que vamos a hacer es tabular el potencial estándar del electrodo no como 0,76 voltios, sino como menos 0,76 voltios.
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Y ese signo negativo lo que nos está indicando es que en el electrodo, al combinarlo con el electrodo estándar de hidrógeno,
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no ocurre una reacción de reducción, sino de oxidación.
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Aquí a continuación os voy a mostrar una tabla con distintos potenciales estándar de electrodo.
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electrodo, comenzando de arriba a abajo con los valores mayores hasta los valores menores,
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empezando con valores positivos y acabando con valores negativos. Como podéis ver,
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todas las semirreacciones están indicadas en el sentido de la reducción, como corresponde.
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El caso del electrodo de hidrógeno, al electrodo de hidrógeno, al electrodo estándar, le corresponde
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un valor cero por definición, puesto que si conecto un electrodo de hidrógeno con otro,
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para medir cuál es su potencial estándar, no ocurre ninguna reacción y entonces lo que veo es que el potencial es cero, por definición.
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Cuando yo conecte dos electrodos cualesquiera para formar una pila, viendo cuáles son los potenciales estándar,
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voy a poder decidir, en primer lugar, en cuál de ellos ocurre la similación de reducción y en cuál de ellos ocurre la similación de oxidación.
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Tal y como los tengo ordenados, aquellos electrodos con mayor valor del potencial estándar de reducción serán aquellos donde tenga más tendencia a producirse la semiración de reducción.
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Y eso quiere decir que el electrodo con mayor potencial de reducción será aquel donde la reducción ocurra, esto es, será el cátodo.
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Mientras que al revés, aquel electrodo que tenga un menor valor del potencial de reducción será aquel que tenga mayor tendencia a oxidarse.
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Y así entonces, aquel electrodo al que le corresponda el menor potencial de reducción será aquel donde ocurra la asimilación de oxidación, esto es, será el ánodo.
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Y nosotros podremos predecir cuál va a ser la fuerza electromotriz de la pila sin más que, como podéis ver en esta fórmula, restar el potencial estándar del electrodo que actúe como cátodo menos el potencial estándar del electrodo que actúe como ánodo.
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Como ejemplo, vamos a ver qué es lo que ocurriría si quisiéramos determinar qué es lo que pasa en la pila de zinc y cobre.
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Bueno, pues lo que vamos a hacer es buscar en primer lugar el zinc. Aquí lo tenemos. Zinc 2 más se reduce con dos electrones a zinc sólido. Cuando eso ocurre, el potencial estándar es menos 0,76.
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Y en cuanto al caso del cobre, lo vamos a encontrar en la parte anterior. Y aquí tenemos la reducción del cobre 2+, que gana 2 electrones, para formar cobre. Cobre sólido. Y el potencial estándar, cuando unimos este electrodo con el electrodo estándar de hidrógeno, es 0,34 voltios.
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Aquel de los dos electrodos que tenga mayor potencial de reducción, esto es, el electrodo de cobre, actuará como cátodo
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Y eso quiere decir que al conectar el electrodo de cobre con el de zinc, la asimilación de reducción corresponderá al electrodo de cobre
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Aquel que tenga menor potencial, en este caso se dotaba del de zinc, será el que actúe como ánodo
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Y eso quiere decir que la asimilación de oxidación corresponderá al zinc
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¿Cómo determinar la fuerza electromotriz de la pila, la que se forma uniendo el electrodo de zinc con el de cobre?
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Pues tenemos que restar al potencial estándar del cátodo, que aquí teníamos el cobre, era 0,34, le tenemos que restar el potencial del zinc, que lo teníamos aquí, y es menos 0,76.
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Si restamos 0,34 menos menos 0,76 obtenemos el valor 1,10 voltios que habíamos visto anteriormente cuando habíamos descrito la pila de corriente.
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Con todo esto que hemos visto en esta videoclase ya podéis resolver los ejercicios propuestos del 1 al 4.
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En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios.
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Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web.
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No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual.
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Un saludo y hasta pronto.
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- Idioma/s:
- Autor/es:
- Raúl Corraliza Nieto
- Subido por:
- Raúl C.
- Licencia:
- Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
- Visualizaciones:
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- Fecha:
- 22 de agosto de 2021 - 16:43
- Visibilidad:
- Público
- Centro:
- IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
- Duración:
- 29′ 18″
- Relación de aspecto:
- 1.78:1
- Resolución:
- 1024x576 píxeles
- Tamaño:
- 49.66 MBytes
