QuímicaMedioCuestión · 2 pts

Problema resuelto de Química: Pilas galvánicas y potencialesSelectividad (PAU) · Comunitat Valenciana 2024 · Julio

Enunciado

Se dispone en el laboratorio de cuatro disoluciones, todas a concentración 1 M: A:

\text{HCl}(ac)

; B:

\text{AgNO}_3(ac)

; C:

\text{Fe(NO}_3)_2(ac)

; D:

\text{AlCl}_3(ac)

. Además, se dispone de unas láminas de Ag, Fe y Al. A partir de los datos de

E^\circ

, responda razonadamente:

a) ¿Es posible obtener aluminio,

\text{Al}(s)

, a partir de la disolución D, haciendo que ésta reaccione con alguno de los tres metales de los que se dispone? (0,5 puntos)

b) ¿Se producirá alguna reacción al introducir una lámina de plata,

\text{Ag}(s)

, en la disolución A? (0,5 puntos)

c) Se desea construir la pila galvánica que proporcione el potencial de celda más elevado.

c.1) Indique qué disoluciones y qué metales utilizaría para construir dicha pila galvánica. (0,5 puntos)

c.2) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la reacción iónica global ajustada y calcule el potencial de la pila. (0,5 puntos)

Datos: potenciales estándar de reducción,

E^\circ

(V):

\text{Al}^{3+}|\text{Al}

-1{,}66

;

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

-0{,}44

;

\text{H}^+|\text{H}_2

0{,}00

;

\text{Ag}^+|\text{Ag}

+0{,}80

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Resultado

a) No: el

\text{Al}^{3+}

tiene el

E^\circ

más bajo; ni Fe ni Ag pueden reducirlo.

b) No:

E^\circ = -0{,}80

V; la plata no reduce el

\text{H}^+

.

c.1) Lámina de Ag en la disolución B (cátodo) y lámina de Al en la disolución D (ánodo).

c.2)

\text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3e^-

;

\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}

;

3\,\text{Ag}^+ + \text{Al} \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3\,\text{Ag}

;

E^\circ = 2{,}46

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

Ordenar los pares de mayor a menor

E^\circ

resuelve casi toda la cuestión. Cuanto más alto el potencial, más tiende la forma oxidada a reducirse (mejor oxidante); cuanto más bajo, más tiende el metal a oxidarse (mejor reductor).

Una reacción redox es espontánea si el oxidante tiene mayor

E^\circ

que el par del reductor, es decir, si

E^\circ_{\text{celda}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} > 0

. La pila de mayor potencial se monta con los dos pares más alejados de la serie.

Desarrollo

Serie de potenciales (de mayor a menor

E^\circ

\text{Ag}^+/\text{Ag}\ (+0{,}80) > \text{H}^+/\text{H}_2\ (0{,}00) > \text{Fe}^{2+}/\text{Fe}\ (-0{,}44) > \text{Al}^{3+}/\text{Al}\ (-1{,}66)

a) Obtener Al a partir de Al³⁺

Para obtener Al habría que reducir el

\text{Al}^{3+}

, y el reductor tendría que ser un metal que se oxidara con más facilidad que el aluminio, es decir, con un

E^\circ

menor que

-1{,}66

V. Ni el Fe (

-0{,}44

V) ni la Ag (

+0{,}80

V) lo cumplen. Por ejemplo, con hierro:

2\,\text{Al}^{3+} + 3\,\text{Fe} \longrightarrow 2\,\text{Al} + 3\,\text{Fe}^{2+} \qquad E^\circ = -1{,}66 - (-0{,}44) = -1{,}22\ \text{V} < 0

La reacción no es espontánea (y con Ag, aún menos:

E^\circ = -2{,}46

V). No es posible obtener aluminio así: el

\text{Al}^{3+}

es el peor oxidante de la serie.

b) Ag en HCl

La plata tendría que oxidarse a

\text{Ag}^+

reduciendo los

\text{H}^+

\text{H}_2

2\,\text{Ag} + 2\,\text{H}^+ \longrightarrow 2\,\text{Ag}^+ + \text{H}_2 \qquad E^\circ = 0{,}00 - 0{,}80 = -0{,}80\ \text{V} < 0

No es espontánea: no se produce reacción. La plata, con el potencial más alto, es el metal más noble de los tres y no la atacan ni el HCl ni las disoluciones de

\text{Fe}^{2+}

\text{Al}^{3+}

.

c.1) Pila de mayor potencial

El potencial es máximo si se combinan los pares de los extremos de la serie:

\text{Ag}^+/\text{Ag}

(el más alto) y

\text{Al}^{3+}/\text{Al}

(el más bajo).

Un electrodo: lámina de Ag sumergida en la disolución B ( $\text{AgNO}_3$ 1 M). Será el cátodo.
El otro: lámina de Al sumergida en la disolución D ( $\text{AlCl}_3$ 1 M). Será el ánodo.

Las dos disoluciones se unen con un puente salino y los electrodos, con un hilo conductor.

c.2) Semirreacciones y reacción global

Reducción (cátodo, polo +), multiplicada por 3 para igualar electrones:

3\,[\text{Ag}^+ + e^- \longrightarrow \text{Ag}] \qquad E^\circ = +0{,}80\ \text{V}

Oxidación (ánodo, polo −):

\text{Al} \longrightarrow \text{Al}^{3+} + 3\,e^-

Reacción iónica global:

3\,\text{Ag}^+(ac) + \text{Al}(s) \longrightarrow \text{Al}^{3+}(ac) + 3\,\text{Ag}(s)

Potencial de la pila. Multiplicar una semirreacción por 3 no cambia su potencial:

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 0{,}80 - (-1{,}66) = 2{,}46\ \text{V}

Consejo

El fallo más frecuente en c.2) es multiplicar el potencial de la plata por 3 al ajustar los electrones: el potencial es una propiedad intensiva y no depende de los coeficientes.

En a) y b) no basta con decir «no»: escribe la reacción que tendría que ocurrir y su $E^\circ$ , o compara explícitamente los potenciales. Es ese razonamiento lo que puntúa.