Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Canarias · 2020

Responda a las siguientes cuestiones de electroquímica:

a) En un proceso electrolítico empleando dicloruro de níquel [cloruro de níquel (II)], se depositan 2,5 g de níquel sobre una pieza metálica. Si empleamos una corriente de 2 A, ¿cuánto tiempo será necesario para completar el proceso? (1 punto)

b) Justifique si reaccionará con un ácido una pieza recubierta de níquel. (0,5 puntos)

c) Razone si el ion $\text{Ni}^{2+}$ podrá oxidar la plata metálica. (0,5 puntos)

Datos: $E^o(\text{Ni}^{2+}/\text{Ni}) = -0{,}23\ \text{V}$; $E^o(\text{Ag}^+/\text{Ag}) = +0{,}80\ \text{V}$; $E^o(\text{H}^+/\text{H}_2) = 0{,}00\ \text{V}$. Masa atómica: $\text{Ni} = 58{,}7\ \text{u}$. $1\ \text{F} = 96500\ \text{C}\cdot\text{mol}^{-1}$.

$\textbf{a) En un proceso electrolítico empleando dicloruro de níquel, se depositan 2,5 g de níquel sobre una pieza metálica. Si empleamos una corriente de 2 A, ¿cuánto tiempo será necesario para completar el proceso? (1 punto)}$

En el cátodo se reduce el catión níquel, que capta $\textbf{dos}$ electrones:

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

Se aplican las leyes de Faraday, empezando por los moles de metal depositado:

$n(\mathrm{Ni}) = \frac{2{,}5}{58{,}7} = 4{,}26 \cdot 10^{-2} \text{ mol}$

$n(e^-) = 2 \cdot 4{,}26 \cdot 10^{-2} = 8{,}52 \cdot 10^{-2} \text{ mol}$

$Q = n(e^-) \cdot F = 8{,}52 \cdot 10^{-2} \cdot 96\,500 = 8{,}22 \cdot 10^{3} \ \mathrm{C}$

$t = \frac{Q}{I} = \frac{8{,}22 \cdot 10^{3}}{2} = 4{,}11 \cdot 10^{3} \ \mathrm{s}$

Son unos 4 110 s, es decir, algo más de una hora y ocho minutos.

$\textbf{b) Justifique si reaccionará con un ácido una pieza recubierta de níquel. (0,5 puntos)}$

Que un metal sea atacado por un ácido no oxidante significa que reduce los protones a hidrógeno mientras él se oxida. Basta comparar su potencial con el del par $\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}$, que vale $0{,}00$ V:

$E^0 = E^0(\mathrm{H^+}/\mathrm{H_2}) - E^0(\mathrm{Ni^{2+}}/\mathrm{Ni}) = 0{,}00 - (-0{,}23) = +0{,}23 \ \mathrm{V} > 0$

El potencial es positivo, así que el proceso $\textbf{sí}$ es espontáneo y la pieza sería atacada, desprendiendo hidrógeno:

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

La regla general es que un metal es atacado por los ácidos no oxidantes si su potencial estándar de reducción es negativo, es decir, si está por debajo del hidrógeno en la serie electroquímica.

$\textbf{c) Razone si el ion Ni²⁺ podrá oxidar la plata metálica. (0,5 puntos)}$

Que el $\mathrm{Ni^{2+}}$ oxide a la plata significaría que él se reduce y ella se oxida:

$\mathrm{Ni^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Ni} \qquad E^0 = -0{,}23 \ \mathrm{V}$

$\mathrm{Ag} \rightarrow \mathrm{Ag^+} + e^- \qquad E^0(\mathrm{Ag^+}/\mathrm{Ag}) = +0{,}80 \ \mathrm{V}$

$E^0 = E^0_{\text{reducción}} - E^0_{\text{oxidación}} = (-0{,}23) - (+0{,}80) = -1{,}03 \ \mathrm{V} < 0$

Como el potencial sale negativo, el proceso $\textbf{no es espontáneo}$: el ion níquel no puede oxidar a la plata metálica.

Lo espontáneo es justamente lo contrario, que el ion plata oxide al níquel metálico, con una fem de $+1{,}03$ V. Es coherente con que la plata sea un metal noble, con un potencial de reducción alto y muy poca tendencia a oxidarse.