Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Canarias · 2024

Los electrodos de una pila galvánica son de aluminio y cobre.

a) Escriba las reacciones que se producen en cada electrodo, indicando el ánodo y el cátodo, y la reacción global ajustada. (0,6 puntos)

b) Calcule la fuerza electromotriz de la pila y escriba la notación de la misma. (0,6 puntos)

c) Razone si alguno de los dos metales produciría hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con un ácido fuerte. En caso afirmativo, escriba la reacción global correspondiente. (0,8 puntos)

Datos: potenciales normales de reducción: $E^o(\text{Al}^{3+}/\text{Al}) = -1{,}67\ \text{V}$; $E^o(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0{,}34\ \text{V}$; $E^o(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}00\ \text{V}$.

$\textbf{a) Escriba las reacciones que se producen en cada electrodo, indicando el ánodo y el cátodo, y la reacción global ajustada. (0,6 puntos)}$

En una pila galvánica el electrodo de mayor potencial de reducción actúa de cátodo, donde ocurre la reducción, y el de menor potencial de ánodo, donde ocurre la oxidación. Comparando los datos:

$E^0(\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}) = +0{,}34 \ \mathrm{V} > E^0(\mathrm{Al^{3+}}/\mathrm{Al}) = -1{,}67 \ \mathrm{V}$

$\textbf{Ánodo}$ (oxidación), el electrodo de aluminio:

$\mathrm{Al}(s) \rightarrow \mathrm{Al^{3+}}(ac) + 3\,e^-$

$\textbf{Cátodo}$ (reducción), el electrodo de cobre:

$\mathrm{Cu^{2+}}(ac) + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cu}(s)$

Para sumarlas hay que igualar los electrones intercambiados, multiplicando la primera por 2 y la segunda por 3, de modo que en ambas circulen 6:

$2\,\mathrm{Al}(s) + 3\,\mathrm{Cu^{2+}}(ac) \rightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}}(ac) + 3\,\mathrm{Cu}(s)$

$\textbf{b) Calcule la fuerza electromotriz de la pila y escriba la notación de la misma. (0,6 puntos)}$

$E^0_{\text{pila}} = E^0_{\text{cátodo}} - E^0_{\text{ánodo}} = (+0{,}34) - (-1{,}67)$

$E^0_{\text{pila}} = +2{,}01 \ \mathrm{V}$

El valor es positivo, lo que confirma que la reacción escrita es la espontánea y que la asignación de electrodos es la correcta.

Por convenio, la notación coloca el ánodo a la izquierda y el cátodo a la derecha; la barra simple separa fases y la doble representa el puente salino:

$\mathrm{Al}(s)\ |\ \mathrm{Al^{3+}}(1\ \mathrm{M})\ ||\ \mathrm{Cu^{2+}}(1\ \mathrm{M})\ |\ \mathrm{Cu}(s)$

Conviene recordar que el potencial $\textbf{no}$ se multiplica por los coeficientes del ajuste: es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de sustancia que reaccione.

$\textbf{c) Razone si alguno de los dos metales produciría hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con un ácido fuerte. En caso afirmativo, escriba la reacción global correspondiente. (0,8 puntos)}$

Que un metal desprenda hidrógeno con un ácido significa que reduce los protones mientras él se oxida. Basta comparar su potencial con el del par $\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}$, que vale $0{,}00$ V.

Para el $\textbf{cobre}$:

$E^0 = E^0(\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}) - E^0(\mathrm{Cu^{2+}}/\mathrm{Cu}) = 0{,}00 - 0{,}34 = -0{,}34 \ \mathrm{V} < 0$

El proceso no es espontáneo: el cobre $\textbf{no}$ desprende hidrógeno. Es el comportamiento propio de un metal noble, con potencial de reducción positivo, al que no atacan los ácidos no oxidantes.

Para el $\textbf{aluminio}$:

$E^0 = 0{,}00 - (-1{,}67) = +1{,}67 \ \mathrm{V} > 0$

El potencial es muy positivo, así que la reacción $\textbf{sí}$ es espontánea. Ajustando el intercambio de electrones a 6:

$2\,\mathrm{Al}(s) + 6\,\mathrm{H^+}(ac) \rightarrow 2\,\mathrm{Al^{3+}}(ac) + 3\,\mathrm{H_2}(g)$

En la práctica el aluminio parece resistir a muchos ácidos, pero eso se debe a la capa de óxido que lo recubre y lo pasiva, no a que la reacción no sea favorable.