QuímicaFácilCuestión · 2 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Comunidad de Madrid · 2018 · Julio · Opción B

Enunciado

A partir de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan:

a) (0,75 puntos) Explique detalladamente cómo construir una pila Daniell.

b) (0,5 puntos) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la pila Daniell e indique el sentido del movimiento de los iones metálicos en sus respectivas disoluciones.

c) (0,75 puntos) Razone si en un recipiente de Pb se produce alguna reacción química cuando se adiciona una disolución de

\text{Cu}^{2+}

.

Datos:

E^0

(V):

\text{Pb}^{2+}/\text{Pb} = 0{,}13

;

\text{Cu}^{2+}/\text{Cu} = 0{,}34

;

\text{Zn}^{2+}/\text{Zn} = -0{,}76

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Resultado

a) Zn en $\text{ZnSO}_4$ 1 M (ánodo) y Cu en $\text{CuSO}_4$ 1 M (cátodo), unidos por un hilo y un puente salino; $E^0 = 1{,}10\ \text{V}$ .
b) Ánodo: $\text{Zn} \to \text{Zn}^{2+} + 2e^-$ ; cátodo: $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \to \text{Cu}$ . El $\text{Zn}^{2+}$ pasa a la disolución; el $\text{Cu}^{2+}$ va hacia el electrodo.
c) Sí: $\text{Cu}^{2+} + \text{Pb} \to \text{Cu} + \text{Pb}^{2+}$ , $E^0 = 0{,}21\ \text{V} > 0$ (espontánea).

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

La pila Daniell es la de cinc y cobre. En una pila, el par de mayor potencial de reducción actúa como cátodo (se reduce) y el de menor potencial, como ánodo (se oxida). Hay que describir los dos semielementos, el circuito externo y el puente salino.
En c) se plantea la reacción posible ( $\text{Cu}^{2+}$ que se reduce, Pb que se oxida) y se mira el signo de $E^0 = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}}$ : si es positivo, la reacción es espontánea.

Desarrollo

a) Construcción de la pila Daniell

Se comparan los potenciales:

E^0(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0{,}34\ \text{V} > E^0(\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}) = -0{,}76\ \text{V}

. El cobre se reducirá (cátodo) y el cinc se oxidará (ánodo).

Montaje:

Semipila del ánodo: una lámina de cinc sumergida en una disolución de una sal de cinc, por ejemplo $\text{ZnSO}_4$ 1 M.
Semipila del cátodo: una lámina de cobre sumergida en una disolución de $\text{CuSO}_4$ 1 M.
Circuito externo: las dos láminas se unen con un hilo conductor (con un voltímetro intercalado para medir la fuerza electromotriz). Por él circulan los electrones del Zn al Cu.
Puente salino: un tubo en U lleno de una disolución de un electrolito inerte (KCl, $\text{KNO}_3$ o $\text{Na}_2\text{SO}_4$ , a menudo en un gel) que une las dos disoluciones. Cierra el circuito y mantiene la neutralidad eléctrica de cada semipila; sin él, la pila deja de funcionar enseguida. (También puede usarse un tabique poroso.)

Notación y fuerza electromotriz en condiciones estándar:

\text{Zn}(s)\,|\,\text{Zn}^{2+}(1\ \text{M})\,\|\,\text{Cu}^{2+}(1\ \text{M})\,|\,\text{Cu}(s)

E^0_{\text{pila}} = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}} = 0{,}34 - (-0{,}76) = 1{,}10\ \text{V}

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

b) Semirreacciones y movimiento de los iones metálicos

Ánodo (polo negativo, oxidación):

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

Cátodo (polo positivo, reducción):

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

Reacción global:

\text{Zn}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Zn}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)

.

Movimiento de los iones metálicos:

En la semipila del ánodo, los iones $\text{Zn}^{2+}$ se forman en la superficie del electrodo y pasan del electrodo a la disolución, alejándose de la lámina de cinc (que se va gastando). Su concentración en la disolución aumenta.
En la semipila del cátodo, los iones $\text{Cu}^{2+}$ se desplazan desde la disolución hacia el electrodo de cobre, donde se reducen y se depositan como cobre metálico (la lámina engorda y la disolución pierde color azul).

Para compensar esas cargas, por el puente salino los cationes se mueven hacia el cátodo y los aniones hacia el ánodo.

c) Recipiente de plomo con una disolución de $\text{Cu}^{2+}$

La reacción que podría ocurrir es que el

\text{Cu}^{2+}

oxide al plomo del recipiente:

\text{Cu}^{2+}(aq) + \text{Pb}(s) \longrightarrow \text{Cu}(s) + \text{Pb}^{2+}(aq)

Reducción (cátodo): $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \to \text{Cu}$ , $E^0 = 0{,}34\ \text{V}$ .
Oxidación (ánodo): $\text{Pb} \to \text{Pb}^{2+} + 2\,e^-$ , $E^0(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = 0{,}13\ \text{V}$ (dato del enunciado).

E^0 = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}} = 0{,}34 - 0{,}13 = 0{,}21\ \text{V} > 0

Como

E^0 > 0

\Delta G^0 = -nFE^0 < 0

y la reacción es espontánea: sí se produce reacción. El recipiente de plomo se corroe (el plomo pasa a la disolución como

\text{Pb}^{2+}

) y se deposita cobre metálico sobre sus paredes. El

\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}

tiene mayor potencial de reducción, así que el

\text{Cu}^{2+}

es mejor oxidante que el

\text{Pb}^{2+}

.

(El valor tabulado del par

\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}

-0{,}13\ \text{V}

; con él

E^0 = 0{,}34 - (-0{,}13) = 0{,}47\ \text{V}

, y la conclusión es la misma.)

Consejo

En las pilas, «ánodo = oxidación» y «cátodo = reducción» siempre; lo que cambia con la electrólisis es el signo de los polos. En la pila el ánodo es el negativo.

En c) no basta con decir que el cobre tiene mayor potencial: escribe la reacción, calcula $E^0 = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}}$ y concluye con su signo. Y fíjate en el signo de los datos: el $E^0$ del plomo es negativo en las tablas, aunque aquí venga como $0{,}13\ \text{V}$ .

Paso 1 de 3

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