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Pilas galvánicas y potenciales

Extremadura · 2018 · Junio · Opción B

Enunciado

En un recipiente conteniendo una disolución azulada

1\ \text{M}

\text{Cu(NO}_3)_2

, se introduce una lámina de aluminio. Se observa que mientras la disolución se va decolorando, en la lámina aparece un depósito amarillento.

a) (1 punto) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción que se producen en el recipiente, indicando cuál es el ánodo y el cátodo;

b) (1 punto) Proponer un esquema de una pila cuya reacción redox sea igual a la del proceso anterior y calcular el potencial normal de la pila.

Datos: Potenciales normales de electrodo (V):

E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = +0{,}34

;

E^\circ(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1{,}66

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Resultado

a) Oxidación (ánodo, Al): $\text{Al} \to \text{Al}^{3+} + 3e^-$ . Reducción (cátodo, Cu): $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \to \text{Cu}$ . Global: $2\text{Al} + 3\text{Cu}^{2+} \to 2\text{Al}^{3+} + 3\text{Cu}$ .
b) $\text{Al}\,|\,\text{Al}^{3+}\,\|\,\text{Cu}^{2+}\,|\,\text{Cu}$ , con puente salino:

\boxed{\;E^\circ_\text{pila} = 2{,}00\ \text{V}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Las observaciones dicen qué ocurre: el color azul es el del ion

\text{Cu}^{2+}

, así que si la disolución se decolora es que los

\text{Cu}^{2+}

desaparecen (se reducen a cobre metálico, que se deposita sobre la lámina), mientras el aluminio se disuelve como

\text{Al}^{3+}

. Lo confirman los potenciales: el

\text{Cu}^{2+}

, con el potencial de reducción mayor, es el oxidante. La pila se monta separando las dos semirreacciones en dos compartimentos unidos por un puente salino, y su fuerza electromotriz es

E^\circ = E^\circ_\text{cátodo} - E^\circ_\text{ánodo}

Desarrollo

a) Semirreacciones

Oxidación (el aluminio pierde electrones y pasa a la disolución):

\text{Al}(s) \longrightarrow \text{Al}^{3+}(aq) + 3\,e^-

Reducción (los iones cobre(II) ganan electrones y se depositan como cobre metálico):

\text{Cu}^{2+}(aq) + 2\,e^- \longrightarrow \text{Cu}(s)

Para igualar los electrones intercambiados (6), la oxidación se multiplica por 2 y la reducción por 3:

2\,\text{Al}(s) + 3\,\text{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+}(aq) + 3\,\text{Cu}(s)

El ánodo es el electrodo donde tiene lugar la oxidación: el aluminio (la lámina, que se va disolviendo). El cátodo es donde ocurre la reducción: la superficie sobre la que se depositan los átomos de cobre. En el recipiente no hay dos electrodos separados: las dos semirreacciones ocurren sobre la propia lámina, y los electrones pasan directamente del Al a los

\text{Cu}^{2+}

que chocan con ella. El oxidante es el

\text{Cu}^{2+}

y el reductor, el Al.

El depósito que describe el enunciado es el cobre metálico; aunque el cuadernillo lo llama «amarillento», el cobre recién depositado suele verse rojizo o pardo.

b) Esquema de la pila y potencial

Se separan las dos semirreacciones para que los electrones circulen por un hilo exterior:

Ánodo (−): una lámina de aluminio sumergida en una disolución $1\ \text{M}$ de $\text{Al}^{3+}$ (por ejemplo, de $\text{Al(NO}_3)_3$ ). Allí se oxida el aluminio.
Cátodo (+): una lámina de cobre sumergida en una disolución $1\ \text{M}$ de $\text{Cu}^{2+}$ ( $\text{Cu(NO}_3)_2$ ). Allí se reduce el $\text{Cu}^{2+}$ y se deposita cobre.
Los dos electrodos se unen por un hilo conductor (con un voltímetro), por el que los electrones van del aluminio al cobre.
Un puente salino (por ejemplo, de $\text{KNO}_3$ ) une las dos disoluciones: cierra el circuito y mantiene la neutralidad eléctrica (los aniones $\text{NO}_3^-$ migran hacia el ánodo, donde se forman $\text{Al}^{3+}$ , y los cationes $\text{K}^+$ hacia el cátodo, donde desaparecen $\text{Cu}^{2+}$ ).

Notación de la pila:

\text{Al}(s)\,|\,\text{Al}^{3+}(aq, 1\ \text{M})\,\|\,\text{Cu}^{2+}(aq, 1\ \text{M})\,|\,\text{Cu}(s)

Potencial normal de la pila:

E^\circ_\text{pila} = E^\circ_\text{cátodo} - E^\circ_\text{ánodo} = E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = 0{,}34 - (-1{,}66) = 2{,}00\ \text{V}

Es positivo, lo que confirma que la reacción es espontánea, como se observa en el recipiente. (Los potenciales no se multiplican por los coeficientes del ajuste: son propiedades intensivas.)

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

Lee las pistas del enunciado: el azul es del $\text{Cu}^{2+}$ ; si la disolución se decolora, el $\text{Cu}^{2+}$ se está reduciendo. El electrodo con mayor potencial de reducción es siempre el cátodo.

En el esquema de la pila no olvides el puente salino ni el sentido de los electrones (del ánodo al cátodo por el hilo). Y no multipliques $E^\circ$ por 2 o por 3 al ajustar.