QuímicaFácilCuestión · 3 pts

Pilas galvánicas y potenciales

Castilla-La Mancha · 2023 · Junio

Enunciado

a) (1 punto) A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción:

E^\circ(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}00\ \text{V}

E^\circ(\text{Na}^+/\text{Na}) = -2{,}71\ \text{V}

, razone si se desprenderá hidrógeno (

\text{H}_2

) cuando se introduce una barra de sodio en una disolución de ácido clorhídrico.

b) (1 punto) Se prepara una pila voltaica formada por electrodos estándar de

E^\circ(\text{Sn}^{2+}/\text{Sn}) = -0{,}1375\ \text{V}

E^\circ(\text{Pb}^{2+}/\text{Pb}) = -0{,}126\ \text{V}

. Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo indicando cuál es el cátodo y cuál el ánodo, así como la reacción global ajustada.

c) (1 punto) A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción:

E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = -0{,}45\ \text{V}

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

, ¿qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro (hierro en estado sólido) a una disolución de

\text{Cu}^{2+}

? Justifique la respuesta indicando las semirreacciones que sucederán y la reacción global.

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Resultado

\boxed{\begin{gathered}\text{a) Sí: } 2\text{Na} + 2\text{H}^+ \to 2\text{Na}^+ + \text{H}_2,\ E^\circ = +2{,}71\ \text{V} \\ \text{b) Cátodo: Pb}^{2+} + 2e^- \to \text{Pb};\ \text{ánodo: Sn} \to \text{Sn}^{2+} + 2e^- \\ \text{Sn} + \text{Pb}^{2+} \to \text{Sn}^{2+} + \text{Pb},\ E^\circ = 0{,}0115\ \text{V} \\ \text{c) Fe} + \text{Cu}^{2+} \to \text{Fe}^{2+} + \text{Cu},\ E^\circ = +0{,}79\ \text{V}\end{gathered}}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Los tres apartados se resuelven con la misma regla: el par con el potencial de reducción más alto se reduce y el más bajo se oxida. Una reacción redox es espontánea si

E^\circ = E^\circ_{\text{cátodo (se reduce)}} - E^\circ_{\text{ánodo (se oxida)}} > 0

En a) y c) basta con comprobar que la especie que se oxidaría (el metal) tiene un potencial menor que la que se reduciría (el

\text{H}^+

o el

\text{Cu}^{2+}

). En b) los dos potenciales son muy parecidos, pero el del plomo es algo menos negativo: ese es el cátodo.

Desarrollo

a) Sodio en ácido clorhídrico: sí se desprende $\text{H}_2$ .

Para que se desprenda hidrógeno, el sodio tendría que oxidarse y los

\text{H}^+

del ácido reducirse:

\text{Oxidación (ánodo):}\quad \text{Na} \longrightarrow \text{Na}^+ + \text{e}^- \qquad (\times 2)

\text{Reducción (cátodo):}\quad 2\,\text{H}^+ + 2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{H}_2

\text{Global:}\quad 2\,\text{Na} + 2\,\text{H}^+ \longrightarrow 2\,\text{Na}^+ + \text{H}_2

E^\circ = E^\circ(\text{H}^+/\text{H}_2) - E^\circ(\text{Na}^+/\text{Na}) = 0{,}00 - (-2{,}71) = +2{,}71\ \text{V}

Como

E^\circ > 0

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

y la reacción es espontánea: el sodio, con un potencial de reducción muy negativo, es un reductor muy fuerte y reduce los

\text{H}^+

\text{H}_2

. Se desprende hidrógeno (de hecho, la reacción es violenta).

b) Pila Sn–Pb.

El par

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

tiene el potencial de reducción mayor (

-0{,}126 > -0{,}1375

), así que el

\text{Pb}^{2+}

se reduce y el estaño se oxida:

\text{Cátodo (reducción, polo +):}\quad \text{Pb}^{2+}(aq) + 2\,\text{e}^- \longrightarrow \text{Pb}(s)

\text{Ánodo (oxidación, polo }-\text{):}\quad \text{Sn}(s) \longrightarrow \text{Sn}^{2+}(aq) + 2\,\text{e}^-

Los electrones intercambiados son los mismos (2) en las dos semirreacciones, así que se suman directamente:

\text{Global:}\quad \text{Sn}(s) + \text{Pb}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Sn}^{2+}(aq) + \text{Pb}(s)

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = -0{,}126 - (-0{,}1375) = +0{,}0115\ \text{V}

Es una fem muy pequeña, pero positiva: la pila funciona. La notación sería

\text{Sn}(s)\,|\,\text{Sn}^{2+}(1\ \text{M})\,\|\,\text{Pb}^{2+}(1\ \text{M})\,|\,\text{Pb}(s)

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

c) Limaduras de hierro en una disolución de $\text{Cu}^{2+}$ .

El par

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

(

+0{,}34\ \text{V}

) tiene mayor potencial de reducción que el

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

(

-0{,}45\ \text{V}

): el

\text{Cu}^{2+}

es mejor oxidante y el hierro, mejor reductor. Por tanto, el hierro se oxida y el cobre(II) se reduce:

\text{Oxidación:}\quad \text{Fe}(s) \longrightarrow \text{Fe}^{2+}(aq) + 2\,\text{e}^-

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

\text{Global:}\quad \text{Fe}(s) + \text{Cu}^{2+}(aq) \longrightarrow \text{Fe}^{2+}(aq) + \text{Cu}(s)

E^\circ = E^\circ(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) - E^\circ(\text{Fe}^{2+}/\text{Fe}) = 0{,}34 - (-0{,}45) = +0{,}79\ \text{V} > 0

La reacción es espontánea: las limaduras de hierro se van disolviendo (pasan a

\text{Fe}^{2+}

) y sobre ellas se deposita cobre metálico, de color rojizo, mientras la disolución pierde el color azul del

\text{Cu}^{2+}

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

Consejo

No elijas el cátodo por el valor absoluto del potencial: en b) los dos son negativos y manda el mayor (el menos negativo), que es el del plomo. Cátodo = reducción, ánodo = oxidación, siempre.

Al escribir la fem resta los potenciales de reducción tal como vienen ( $E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$ ); si cambias el signo del ánodo y además restas, cuentas el signo dos veces. Y no multipliques los potenciales por los coeficientes al ajustar.

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