Ejercicio resuelto de Varios · Química · Región de Murcia · 2020

8. En una celda electrolítica se está produciendo la obtención de cobre metálico a partir de $\mathrm{CuCl_2}$ fundido, mediante la siguiente reacción: $\mathrm{CuCl_2\ (l)\ \longrightarrow\ Cu(s)\ +\ Cl_2\ (g)}$

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 $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$ (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.)

$\textbf{a) Escriba las semirreacciones que están teniendo lugar en el ánodo y en el cátodo, indicando si se trata de una oxidación o de una reducción. (0{,}5 p.)}$

Ánodo, $\textbf{oxidación}$. Los cloruros ceden electrones y se desprende cloro gaseoso:

$2\,\mathrm{Cl^-} \rightarrow \mathrm{Cl_2} + 2\,e^-$

Cátodo, $\textbf{reducción}$. El catión cobre capta dos electrones y se deposita como metal:

$\mathrm{Cu^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cu}$

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

$\textbf{b) Si la intensidad de la corriente eléctrica es de 1{,}5 A, calcule cuánto cobre metálico se habrá obtenido al cabo de 2 horas. (1 p.)}$

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

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

$Q = I \cdot t = 1{,}5 \cdot 7200 = 10\,800 \text{ C}$

$n_e = \frac{Q}{F} = \frac{10\,800}{96\,500} = 0{,}1119 \text{ mol de electrones}$

Cada átomo de cobre consume dos electrones:

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

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

$\textbf{c) Explique brevemente la principal diferencia entre una celda electrolítica y una celda galvánica. (0{,}5 p.)}$

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

En una celda $\textbf{galvánica}$ la reacción redox es $\textbf{espontánea}$ ($E^0 > 0$, $\Delta G^0 < 0$): ocurre sola y su energía se aprovecha como corriente eléctrica. La pila $\textbf{produce}$ electricidad.

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