T7: Equilibrios redox · Celdas galvánicas y potenciales

Celdas galvánicas y potenciales

Problema

2020 · Ordinaria · Suplente

a) Dibuje el esquema de una pila constituida por un electrodo de níquel sumergido en una disolución

1\text{M}

\ce{Ni(NO3)2}

y un electrodo de plata sumergido en una disolución

1 \text{ M}

\ce{AgNO3}

, indicando el sentido de la corriente.b) Justifique si reaccionará el cloro gaseoso,

\ce{Cl2 (g)}

, con una disolución que contiene iones fluoruro,

\ce{F-}

. c) Calcule la f.e.m de una pila electroquímica cuya notación es:

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

Datos: $E^\circ (\ce{Cl2/Cl-}) = 1,36 \text{ V}$ ; $E^\circ (\ce{F2/F-}) = 2,86 \text{ V}$ ; $E^\circ (\ce{Ni^2+/Ni}) = -0,25 \text{ V}$ ; $E^\circ (\ce{Ag+/Ag}) = 0,80 \text{ V}$ ; $E^\circ (\ce{Cu^2+/Cu}) = 0,34 \text{ V}$ ; $E^\circ (\ce{Mg^2+/Mg}) = -2,34 \text{ V}$ .

electroquímicapotencial de celda

a) Para determinar el esquema de la pila, comparamos los potenciales normales de reducción:

E^\circ (\ce{Ag+/Ag}) = 0,80 \text{ V}

E^\circ (\ce{Ni^2+/Ni}) = -0,25 \text{ V}

. El electrodo con mayor potencial de reducción actuará como cátodo (reducción) y el de menor como ánodo (oxidación).

Las semirreacciones que tienen lugar son:

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

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

El esquema de la pila se representa mediante la notación de línea:

\ce{Ni (s) | Ni^2+ (aq, 1M) || Ag+ (aq, 1M) | Ag (s)}

En el esquema físico, el ánodo de níquel (polo negativo) se conecta mediante un conductor externo al cátodo de plata (polo positivo). El sentido de la corriente eléctrica (flujo de electrones) va desde el ánodo de $\ce{Ni}$ hacia el cátodo de $\ce{Ag}$ por el circuito exterior.

b) Falso. Para que el cloro gaseoso (

\ce{Cl2}

) reaccione con los iones fluoruro (

\ce{F-}

), el

\ce{Cl2}

debería reducirse y el

\ce{F-}

debería oxidarse. La reacción global sería:

\ce{Cl2 (g) + 2F- (aq)} -> \ce{2Cl- (aq) + F2 (g)}

Calculamos el potencial estándar de esta reacción ( $E^\circ_{\text{reacción}}$ ) a partir de los potenciales de reducción proporcionados:

E^\circ_{\text{reacción}} = E^\circ_{\text{reducción}} - E^\circ_{\text{oxidación}} = E^\circ (\ce{Cl2/Cl-}) - E^\circ (\ce{F2/F-})

E^\circ_{\text{reacción}} = 1,36 \text{ V} - 2,86 \text{ V} = -1,50 \text{ V}

Como el potencial de la reacción es negativo ( $E^\circ_{\text{reacción}} < 0$ ), el cambio en la energía libre de Gibbs será positivo ( $\Delta G^\circ = -n F E^\circ_{\text{reacción}} > 0$ ). Por tanto, la reacción no es espontánea y el cloro no reaccionará con los iones fluoruro.

c) En la notación de la pila

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

, el ánodo es el electrodo de magnesio y el cátodo es el de cobre. La fuerza electromotriz (f.e.m.) estándar de la pila se calcula como:

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

E^\circ_{\text{pila}} = 0,34 \text{ V} - (-2,34 \text{ V}) = 2,68 \text{ V}

La fuerza electromotriz de la pila es de $2,68 \text{ V}$ .