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Problema resuelto de Química: Electrólisis y leyes de FaradaySelectividad (PAU) · País Vasco 2025 · Junio

Enunciado

En una celda electrolítica que contiene cierto cloruro de hierro (

\text{FeCl}_n

) se hace pasar una corriente de intensidad constante durante 30 minutos. En el proceso se recogen 50 mL de

\text{Cl}_2

medidos a 20 ºC y 1 atm. Dato: F = 96500 C.

a) ¿En qué electrodo se ha liberado el

\text{Cl}_2

? Calcular la intensidad de la corriente empleada. (1 punto)

b) En un segundo experimento, se hace pasar una corriente de 2 A durante 1 h, tras lo cual precipitan 1,4 g de hierro. Determinar qué sal se ha empleado,

\text{FeCl}_2

\text{FeCl}_3

. (0,5 puntos)

Datos (de la tabla del examen): masa atómica Fe = 55,8.

R = 0{,}082\ \text{atm}\cdot\text{L}\cdot\text{K}^{-1}\cdot\text{mol}^{-1}

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Resultado

a) En el ánodo (

2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\,\text{e}^-

Q \approx 402

C e

I \approx 0{,}22

A.

b)

n = 3

: la sal es

\text{FeCl}_3

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

En la electrólisis, los aniones

\text{Cl}^-

se oxidan a

\text{Cl}_2

y los cationes de hierro se reducen a Fe metálico. La oxidación siempre ocurre en el ánodo.

En a) se pasa del volumen de gas a moles con

PV = nRT

, de moles de

\text{Cl}_2

a moles de electrones con la semirreacción, de electrones a carga con la constante de Faraday y, por último, a intensidad con

Q = I\,t

.

En b) se hace el camino al revés: la carga da los moles de electrones, la masa de hierro da los moles de Fe, y su cociente dice cuántos electrones necesita cada ion de hierro, es decir, su carga

n

Desarrollo

a) Electrodo donde se libera el cloro

El cloro se forma por oxidación de los iones cloruro:

2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\,\text{e}^-

La oxidación tiene lugar en el ánodo, que en una celda electrolítica es el polo positivo (atrae a los aniones

\text{Cl}^-

).

Moles de cloro. Con

T = 20 + 273 = 293\ \text{K}

n_{\text{Cl}_2} = \frac{PV}{RT} = \frac{1\cdot 0{,}050}{0{,}082\cdot 293} = 2{,}08\cdot 10^{-3}\ \text{mol}

Carga que ha circulado. Por cada mol de

\text{Cl}_2

pasan 2 moles de electrones:

Q = 2{,}08\cdot 10^{-3}\ \text{mol Cl}_2\cdot\frac{2\ \text{mol e}^-}{1\ \text{mol Cl}_2}\cdot\frac{96\,500\ \text{C}}{1\ \text{mol e}^-} = 402\ \text{C}

Intensidad. Con

t = 30\ \text{min} = 1800\ \text{s}

I = \frac{Q}{t} = \frac{402\ \text{C}}{1800\ \text{s}} = 0{,}22\ \text{A}

b) Carga y moles de electrones

Q = I\,t = 2\ \text{A}\cdot 3600\ \text{s} = 7200\ \text{C} \qquad n_{\text{e}^-} = \frac{7200}{96\,500} = 7{,}46\cdot 10^{-2}\ \text{mol}

Moles de hierro depositados. En el cátodo:

\text{Fe}^{n+} + n\,\text{e}^- \rightarrow \text{Fe}

n_{\text{Fe}} = \frac{1{,}4\ \text{g}}{55{,}8\ \text{g/mol}} = 2{,}51\cdot 10^{-2}\ \text{mol}

Carga del ion hierro.

n = \frac{n_{\text{e}^-}}{n_{\text{Fe}}} = \frac{7{,}46\cdot 10^{-2}}{2{,}51\cdot 10^{-2}} = 2{,}97 \approx 3

Cada ion de hierro necesita 3 electrones: es

\text{Fe}^{3+}

, y la sal empleada es el $\text{FeCl}_3$ (cloruro de hierro(III)). Con

\text{FeCl}_2

se habrían depositado

7{,}46\cdot 10^{-2}/2\cdot 55{,}8 = 2{,}1\ \text{g}

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

Consejo

En la electrólisis el ánodo sigue siendo donde hay oxidación, pero aquí es el polo positivo (al revés que en una pila): no lo identifiques por el signo, sino por el proceso. Y pasa el tiempo a segundos antes de usar $Q = I\,t$ .