T7: Equilibrios redox · Pilas galvánicas — QUIMICA PEvAU Andaluc%25C3%25ADa 2019

Pilas galvánicas

Problema

2019 · Ordinaria · Reserva

4.- Una pila galvánica tiene electrodos de cobre y cinc en disoluciones $1 \text{ M}$ de los iones $\ce{Cu^2+}$ y $\ce{Zn^2+}$ .

a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar 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 hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico.

Potenciales estándar de reducción: $E^\circ(\ce{Cu^2+/Cu}) = 0,34 \text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76 \text{ V}$ ; y $E^\circ(\ce{2H+/H2}) = 0,00 \text{ V}$ .

Pilas galvánicasPotenciales redox

a) En una pila galvánica, el ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo es el electrodo donde ocurre la reducción. Para determinar qué metal actúa como ánodo y cuál como cátodo, se comparan sus potenciales estándar de reducción. El metal con el potencial de reducción más negativo se oxidará (ánodo), y el ion con el potencial de reducción más positivo se reducirá (cátodo). Los potenciales dados son

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

E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76 \text{ V}

. Como el cinc tiene un potencial de reducción más negativo, se oxidará.

\text{Ánodo (oxidación): } \ce{Zn(s) -> Zn^2+(aq) + 2e-}

El ion cobre(II) tiene un potencial de reducción más positivo, por lo que se reducirá.

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

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

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

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

E^\circ_{\text{pila}} = 0,34 \text{ V} - (-0,76 \text{ V}) = 1,10 \text{ V}

La notación simplificada de la pila galvánica es:

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

c) Un metal producirá hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico si es capaz de reducir los iones

\ce{H+}

del ácido. Esto significa que el potencial estándar de reducción del metal debe ser menor que el potencial estándar de reducción de los iones

\ce{H+}

(

E^\circ(\ce{2H+/H2}) = 0,00 \text{ V}

). Es decir, el metal debe tener una mayor tendencia a oxidarse que el hidrógeno.

Para el cinc, $E^\circ(\ce{Zn^2+/Zn}) = -0,76 \text{ V}$ . Dado que $-0,76 \text{ V} < 0,00 \text{ V}$ , el cinc tiene una mayor tendencia a oxidarse que el hidrógeno, por lo que reaccionará con los iones $\ce{H+}$ para producir hidrógeno gaseoso.

\ce{Zn(s) + 2H+(aq) -> Zn^2+(aq) + H2(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 tiene una menor tendencia a oxidarse que el hidrógeno, por lo que no reaccionará con los iones $\ce{H+}$ de un ácido no oxidante como el sulfúrico diluido para producir hidrógeno gaseoso. Solo el cinc produciría hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico.