QuímicaFácilCuestión · 1 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Castilla-La Mancha · 2020 · Septiembre

Enunciado

Se dispone en el laboratorio de dos barras metálicas, una de

\text{Cd}

y otra de

\text{Al}

, y de una disolución de

\text{Zn}^{2+}

de concentración 1 M.

a) Justifica cuál de las dos barras deberá introducirse en la disolución para obtener

\text{Zn}

metálico.

b) Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción global que tendrá lugar.

Datos.

E^\circ

(V):

\text{Cd}^{2+}/\text{Cd} = -0{,}40

;

\text{Zn}^{2+}/\text{Zn} = -0{,}77

;

\text{Al}^{3+}/\text{Al} = -1{,}68

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Resultado

\boxed{\text{Barra de Al: } E^\circ = -0{,}77 - (-1{,}68) = +0{,}91\ \text{V} > 0\ \text{(con Cd, } -0{,}37\ \text{V)}}

\boxed{2\,\text{Al} + 3\,\text{Zn}^{2+} \to 2\,\text{Al}^{3+} + 3\,\text{Zn}}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Para obtener cinc metálico, el

\text{Zn}^{2+}

tiene que reducirse, y alguien tiene que darle los electrones: la barra metálica, que se oxidará. Eso solo ocurre de forma espontánea si el metal es mejor reductor que el cinc, es decir, si su potencial de reducción es menor (más negativo) que el del par

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

.

Comprobamos cada metal con

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

, donde el cátodo (reducción) es el par del cinc: si sale positivo, la reacción es espontánea.

Desarrollo

a) ¿Qué barra se introduce?

Ordenando los potenciales de reducción:

\text{Al}^{3+}/\text{Al}\ (-1{,}68\ \text{V}) < \text{Zn}^{2+}/\text{Zn}\ (-0{,}77\ \text{V}) < \text{Cd}^{2+}/\text{Cd}\ (-0{,}40\ \text{V})

.

Cuanto menor es el potencial de reducción, mayor es la tendencia del metal a oxidarse (más reductor).

Barra de aluminio: el $\text{Zn}^{2+}$ se reduce (cátodo) y el Al se oxida (ánodo):

E^\circ = E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} - E^\circ_{\text{Al}^{3+}/\text{Al}} = -0{,}77 - (-1{,}68) = +0{,}91\ \text{V} > 0

Como

E^\circ > 0

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

: la reacción es espontánea.

Barra de cadmio:

E^\circ = E^\circ_{\text{Zn}^{2+}/\text{Zn}} - E^\circ_{\text{Cd}^{2+}/\text{Cd}} = -0{,}77 - (-0{,}40) = -0{,}37\ \text{V} < 0

No es espontánea: el cadmio es peor reductor que el cinc y no puede reducir al

\text{Zn}^{2+}

.

Hay que introducir la barra de aluminio: sobre ella se depositará cinc metálico mientras el aluminio se disuelve como

\text{Al}^{3+}

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

b) Semirreacciones y reacción global.

Oxidación (en la barra de aluminio):

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

Reducción (del ion cinc):

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

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

2\,\text{Al}(s) + 3\,\text{Zn}^{2+}(aq) \longrightarrow 2\,\text{Al}^{3+}(aq) + 3\,\text{Zn}(s) \qquad E^\circ = +0{,}91\ \text{V}

(El potencial no se multiplica por los coeficientes: es una propiedad intensiva.)

Consejo

Para que un metal reduzca a un ion, su potencial de reducción debe ser menor que el del ion. Justifícalo con números: calcula $E^\circ$ con las dos barras y concluye por el signo.

Al ajustar la reacción global iguala los electrones (mínimo común múltiplo de 3 y 2), pero deja el potencial como está: no se multiplica por 2 ni por 3.

Paso 1 de 3

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