Ejercicio resuelto de Electrólisis · Química · 2020

8. En una celda electrolítica se está produciendo la obtención de cobre metálico a partir de $\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$ fundido, mediante la siguiente reacción: $\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2(\mathrm{l})⟶\mathrm{C}\mathrm{u}(\mathrm{s})+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2(\mathrm{g})$

a) Escriba las semirreacciones que están teniendo lugar en el ánodo y en el cátodo, indicando si se trata de una oxidación o de una reducción. (0,5 p.)
b) Si la intensidad de la corriente eléctrica es de 1,5 A, calcule cuánto cobre metálico se habrá obtenido al cabo de 2 horas. Datos: F = 96.500 C, Masa atómica del Cu = 63,5 $\mathrm{g}\cdot \mathrm{m}\mathrm{o}{\mathrm{l}}^{-1}$ (1 p.)
c) Explique brevemente la principal diferencia entre una celda electrolítica (como la descrita en este ejercicio) y una celda galvánica (también llamada pila galvánica o voltaica). (0,5 p.)

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{semirreacciones}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{teniendo}}\mathbf{\text{lugar}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo,}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{trata}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{p.)}}$

Ánodo, $\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}$. Los cloruros ceden electrones y se desprende cloro gaseoso:

$2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}\to \mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+2e^{-}$

Cátodo, $\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}$. El catión cobre capta dos electrones y se deposita como metal:

$\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}+2e^{-}\to \mathrm{C}\mathrm{u}$

Las dos semirreacciones intercambian dos electrones, así que se suman directamente y dan la reacción global del enunciado.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Si}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{intensidad}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{corriente}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{ctrica}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{1,5}}\mathbf{\text{A,}}\mathbf{\text{calcule}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nto}}\mathbf{\text{cobre}}\mathbf{\text{met}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{lico}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{habr}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{obtenido}}\mathbf{\text{al}}\mathbf{\text{cabo}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{2}}\mathbf{\text{horas.}}\mathbf{\text{(1}}\mathbf{\text{p.)}}$

Por la ley de Faraday, con el tiempo en segundos:

$t=2\cdot 3600=7200\text{ s}$

$Q=I\cdot t=\mathrm{1,5}\cdot 7200=10800\text{ C}$

$n_e=\frac{Q}{F}=\frac{10800}{96500}=\mathrm{0,1119}\text{ mol de electrones}$

Cada átomo de cobre consume dos electrones:

$n(\mathrm{C}\mathrm{u})=\frac{\mathrm{0,1119}}{2}=\mathrm{0,0560}\text{ mol}$

$m(\mathrm{C}\mathrm{u})=\mathrm{0,0560}\cdot \mathrm{63,5}=\mathrm{3,55}\text{ g}$

$\mathbf{\text{c)}}\mathbf{\text{Explique}}\mathbf{\text{brevemente}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{principal}}\mathbf{\text{diferencia}}\mathbf{\text{entre}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{celda}}\mathbf{\text{electrol}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{tica}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{celda}}\mathbf{\text{galv}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nica.}}\mathbf{\text{(0,5}}\mathbf{\text{p.)}}$

La diferencia está en el sentido del intercambio de energía, y se resume en el signo del potencial.

En una celda $\mathbf{\text{galv}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nica}}$ la reacción redox es $\mathbf{\text{espont}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nea}}$ ($E^0>0$, $\mathrm{\Delta }{G}^0<0$): ocurre sola y su energía se aprovecha como corriente eléctrica. La pila $\mathbf{\text{produce}}$ electricidad.

En una celda $\mathbf{\text{electrol}}\acute{\mathbf{\text{ı}}}\mathbf{\text{tica}}$, como la de este ejercicio, la reacción $\mathbf{\text{no}}$ es espontánea ($E^0<0$, $\mathrm{\Delta }{G}^0>0$): hay que aportar corriente desde una fuente exterior para forzarla. La celda $\mathbf{\text{consume}}$ electricidad, y por eso se usa para obtener metales o para el recubrimiento electrolítico.