Electrólisis y leyes de Faraday

Solución oficial

Corrección oficial de la PAU de Cataluña (Generalitat de Catalunya), traducida del catalán. Las puntuaciones de cada paso son las de la pauta de corrección.

a) Dibujo esquemático del proceso electrolítico (y nombre de las partes)

Elèctrode − = Electrodo −; pila = pila; Elèctrode + = Electrodo +; Cel·la electrolítica = Celda electrolítica.

• Dibujo esquemático: 0,4 p.
• Nombre de las partes (celda, electrodos, pila): 0,4 p.

Para qué sirven las diferentes partes

0,1 p. Celda electrolítica: contiene la disolución acuosa de $\text{MCl}_2$.

0,1 p. Electrodos (positivo y negativo) —opcionalmente ánodo y cátodo—: lugar donde se producen las reacciones redox (oxidación y reducción), es decir, las transferencias de electrones.

0,25 p. Pila: aporta energía (o corriente eléctrica o electrones al proceso redox). Sirve para forzar que la reacción química se produzca, ya que sin la pila no sería espontánea.

b) Qué metal de la tabla contiene $\text{MCl}_2$

Datos:

• Tiempo, $t = 300\ \text{min}$
• Intensidad, $I = 3{,}25\ \text{A}$ ($3{,}25\ \text{C/s}$)
• Masa de $\text{M}(s)$ obtenida, $m = 19{,}820\ \text{g}$
• Constante de Faraday, $F = 9{,}65\times 10^{4}\ \text{C/mol}$

Semirreacción: $\text{M}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{M}(s)$

Para identificar el metal, M, hay que saber cuál es su masa molecular.

0,75 p. Calculamos primero los moles de $\text{M}(s)$ obtenidos:$$300\ \text{min}\times\frac{60\ \text{s}}{1\ \text{min}}\times\frac{3{,}25\ \text{C}}{1\ \text{s}}\times\frac{1\ \text{mol } e^-}{9{,}65\times 10^{4}\ \text{C}}\times\frac{1\ \text{mol M}(s)}{2\ \text{mol } e^-} = 0{,}3031\ \text{mol obtenidos de M}(s)$$0,5 p. Calculamos la masa molecular de $\text{M}(s)$:$$\text{Masa molecular de M} = \frac{\text{masa obtenida}}{\text{moles obtenidos}} = \frac{19{,}820}{0{,}3031} = 65{,}39\ \text{g/mol}$$Según la tabla: la sal $\text{MCl}_2$ contiene el cinc (Zn).