T7: Equilibrios redox · Pilas galvánicas — QUIMICA PEvAU Andaluc%2525C3%2525ADa 2018

Pilas galvánicas

Problema

2018 · Ordinaria · Titular

Los electrodos de aluminio y cobre de una pila galvánica se encuentran en contacto con una disolución de $\ce{Al^3+}$ y $\ce{Cu^2+}$ en una concentración 1M.

a) Escriba e identifique las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo.b) Calcule la f.e.m. de la pila y escriba su notación simplificada.c) Razone si alguno de los dos metales produciría

\ce{H2 (g)}

al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico (

\ce{H2SO4}

Datos: $E^\circ(\ce{Al^3+/Al}) = -1,67 \text{ V}; E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0,34 \text{ V}; E^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,00 \text{ V}$

Potencial de reducciónPila galvánica

a) El ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación. Entre el aluminio (

E^\circ(\ce{Al^3+/Al}) = -1,67 \text{ V}

) y el cobre (

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

), el aluminio tiene el potencial de reducción estándar más negativo, lo que significa que tiene mayor tendencia a oxidarse. Por lo tanto, el aluminio actúa como ánodo.

La semirreacción de oxidación en el ánodo es:

\ce{Al(s) -> Al^3+(aq) + 3e-}

El cátodo es el electrodo donde ocurre la reducción. El cobre tiene el potencial de reducción estándar más positivo, por lo que los iones $\ce{Cu^2+}$ tienen mayor tendencia a reducirse. Por lo tanto, el cobre actúa como cátodo.La semirreacción de reducción en el cátodo es:

\ce{Cu^2+(aq) + 2e- -> Cu(s)}

b) La fuerza electromotriz (f.e.m.) estándar de la pila se calcula como la diferencia entre el potencial de reducción estándar del cátodo y el potencial de reducción estándar del ánodo.

E^\circ_{pila} = E^\circ_{cátodo} - E^\circ_{ánodo}

E^\circ_{pila} = E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) - E^\circ(\ce{Al^3+/Al})

E^\circ_{pila} = (+0,34 \text{ V}) - (-1,67 \text{ V}) = +2,01 \text{ V}

La notación simplificada de la pila representa el ánodo a la izquierda y el cátodo a la derecha, con los electrodos, los iones y sus concentraciones. El puente salino se indica con dos barras verticales.

\ce{Al(s) | Al^3+(aq, 1M) || Cu^2+(aq, 1M) | Cu(s)}

c) Un metal produce

\ce{H2(g)}

al ponerse en contacto con ácido sulfúrico (

\ce{H2SO4}

) si su potencial de reducción estándar es más negativo que el potencial de reducción estándar de los iones

\ce{H+}

(

E^\circ(\ce{H+/H2}) = 0,00 \text{ V}

). Esto significa que el metal tiene mayor tendencia a oxidarse que los iones

\ce{H+}

a reducirse.

Para el aluminio: $E^\circ(\ce{Al^3+/Al}) = -1,67 \text{ V}$ . Dado que $-1,67 \text{ V} < 0,00 \text{ V}$ , el aluminio es capaz de reducir los iones $\ce{H+}$ a $\ce{H2(g)}$ , por lo tanto, sí producirá $\ce{H2(g)}$ .

\ce{2Al(s) + 6H^+(aq) -> 2Al^3+(aq) + 3H2(g)}

Para el cobre: $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = +0,34 \text{ V}$ . Dado que $+0,34 \text{ V} > 0,00 \text{ V}$ , el cobre no tiene la capacidad de reducir los iones $\ce{H+}$ a $\ce{H2(g)}$ en condiciones estándar, por lo tanto, no producirá $\ce{H2(g)}$ con un ácido no oxidante como el sulfúrico diluido.