T7: Equilibrios redox · Electrólisis — QUIMICA PEvAU Andaluc%252525252525252525252525C3%252525252525252525252525ADa 2026

Electrólisis

Problema

2026 · Ordinaria · Suplente

Se realiza la electrólisis de una disolución acuosa de $\ce{CuSO4}$ utilizando una corriente de $3000 \text{ A}$ durante $3 \text{ h}$ . En este proceso se observa la \text{liberación} de \text{oxígeno} en el \text{ánodo} y la \text{formación} de cobre \text{metálico} en el \text{cátodo}. \text{Basándose} en las semirreacciones correspondientes:

a) Determine la masa de cobre depositada.b) Calcule el volumen de \text{oxígeno} gaseoso producido a

25 \text{ } ^\circ \text{C}

1 \text{ atm}

Datos: Masas \text{atómicas} relativas: $\ce{Cu}= 63,5$ ; $\ce{O}= 16$

electrólisisleyes de Faradayestequiometría

\text{Semirreacciones ajustadas:}

\text{Cátodo (reducción): } \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)}

\text{Ánodo (oxidación): } \ce{2H2O(l) -> O2(g) + 4H+(aq) + 4e-}

Se calcula la carga total que atraviesa la celda electrolítica.

t = 3 \text{ h} \times 3600 \text{ s/h} = 10800 \text{ s}

Q = I \times t = 3000 \text{ A} \times 10800 \text{ s} = 32400000 \text{ C}

Se calcula la cantidad de sustancia de electrones ( $n_{e^-}$ ) utilizando la constante de Faraday ( $F = 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ ).

n_{e^-} = \frac{Q}{F} = \frac{32400000 \text{ C}}{96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}} \approx 335.80 \text{ mol}

a) Se determina la masa de cobre depositada en el cátodo.

Según la semirreacción del cátodo, $2 \text{ mol}$ de electrones depositan $1 \text{ mol}$ de cobre. La masa molar del cobre es $63.5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ .

n_{\ce{Cu}} = \frac{n_{e^-}}{2} = \frac{335.80 \text{ mol}}{2} = 167.90 \text{ mol}

\text{Masa de Cu} = n_{\ce{Cu}} \times \text{M}_{\ce{Cu}} = 167.90 \text{ mol} \times 63.5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 10660.65 \text{ g}

b) Se calcula el volumen de oxígeno gaseoso producido en el ánodo.

Según la semirreacción del ánodo, $4 \text{ mol}$ de electrones producen $1 \text{ mol}$ de $\ce{O2}$ . Se utilizan los moles de electrones calculados y la ecuación de los gases ideales ( $PV = nRT$ ).

n_{\ce{O2}} = \frac{n_{e^-}}{4} = \frac{335.80 \text{ mol}}{4} = 83.95 \text{ mol}

T = 25 ^\circ\text{C} + 273.15 = 298.15 \text{ K}

P = 1 \text{ atm}

R = 0.082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}

V_{\ce{O2}} = \frac{n_{\ce{O2}}RT}{P} = \frac{83.95 \text{ mol} \times 0.082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1} \times 298.15 \text{ K}}{1 \text{ atm}}

V_{\ce{O2}} \approx 2052.5 \text{ L}