Ejercicio resuelto de Pilas galvánicas · Química · Navarra · 2022

Dados los siguientes potenciales estándar de reducción: $E^o({\text{Cu}}^{2+}\mathrm{/}\text{Cu})=\mathrm{0,34}\text{ V}$; $E^o({\text{Sn}}^{2+}\mathrm{/}\text{Sn})=-\mathrm{0,14}\text{ V}$; $E^o({\text{Ag}}^{+}\mathrm{/}\text{Ag})=\mathrm{0,80}\text{ V}$ y $E^o({\text{Al}}^{3+}\mathrm{/}\text{Al})=-\mathrm{1,67}\text{ V}$:

i) Dibuje la pila que presente el mayor potencial estándar justificando su decisión. [1,0 punto]

ii) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción de dicha pila indicando cuál tiene lugar en el ánodo y cuál en el cátodo. [0,50 puntos]

iii) Justifique si puede almacenarse una disolución de sulfato de cobre 1 M en un recipiente de estaño sin que se produzca ninguna reacción. [0,50 puntos]

$\mathbf{\text{i)}}\mathbf{\text{Dibuje}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{pila}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{presente}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{mayor}}\mathbf{\text{potencial}}\mathbf{\text{est}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{ndar}}\mathbf{\text{justificando}}\mathbf{\text{su}}\mathbf{\text{decisi}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{[1,0}}\mathbf{\text{punto]}}$

La fuerza electromotriz es la diferencia entre el potencial del cátodo y el del ánodo, así que para hacerla máxima hay que tomar como cátodo el par de mayor potencial de reducción y como ánodo el de menor:

$E^0(\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}\mathrm{/}\mathrm{A}\mathrm{l})=-\mathrm{1,67}<E^0(\mathrm{S}{\mathrm{n}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{S}\mathrm{n})=-\mathrm{0,14}<E^0(\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{C}\mathrm{u})=\mathrm{0,34}<E^0(\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}\mathrm{/}\mathrm{A}\mathrm{g})=\mathrm{0,80}$

La pila de mayor potencial es, por tanto, la que enfrenta el aluminio con la plata:

$\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})\mathrm{\mid }\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}(1\mathrm{M})\mathrm{\parallel }\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(1\mathrm{M})\mathrm{\mid }\mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})E^0=\mathrm{0,80}-(-\mathrm{1,67})=+\mathrm{2,47}\mathrm{V}$

El montaje son dos vasos, uno con la lámina de aluminio en una disolución de $\mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}$ 1 M y otro con la de plata en $\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}$ 1 M, unidos por un hilo conductor con un voltímetro y por un puente salino. Los electrones recorren el hilo desde el ánodo de aluminio, que es el polo negativo, hasta el cátodo de plata; por el puente salino, los aniones van hacia el vaso del aluminio y los cationes hacia el de la plata, manteniendo la neutralidad de ambos.

$\mathbf{\text{ii)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{semirreacciones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{dicha}}\mathbf{\text{pila}}\mathbf{\text{indicando}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{tiene}}\mathbf{\text{lugar}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{nodo}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{c}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{todo.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Ánodo (oxidación):

$\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+3e^{-}$

Cátodo (reducción), multiplicada por 3 para igualar los electrones:

$3\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+3e^{-}\to 3\mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})$

$\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{s})+3\mathrm{A}{\mathrm{g}}^{+}(\mathrm{a}\mathrm{c})\to \mathrm{A}{\mathrm{l}}^{3+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+3\mathrm{A}\mathrm{g}(\mathrm{s})$

$\mathbf{\text{iii)}}\mathbf{\text{Justifique}}\mathbf{\text{si}}\mathbf{\text{puede}}\mathbf{\text{almacenarse}}\mathbf{\text{una}}\mathbf{\text{disoluci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{sulfato}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{cobre}}\mathbf{\text{1}}\mathbf{\text{M}}\mathbf{\text{en}}\mathbf{\text{un}}\mathbf{\text{recipiente}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{esta}}\widetilde{\mathbf{\text{n}}}\mathbf{\text{o}}\mathbf{\text{sin}}\mathbf{\text{que}}\mathbf{\text{se}}\mathbf{\text{produzca}}\mathbf{\text{ninguna}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{[0,50}}\mathbf{\text{puntos]}}$

Habría que comprobar si el estaño del recipiente puede ser oxidado por los iones $\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}$ de la disolución:

$\mathrm{S}\mathrm{n}(\mathrm{s})+\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}(\mathrm{a}\mathrm{c})\to \mathrm{S}{\mathrm{n}}^{2+}(\mathrm{a}\mathrm{c})+\mathrm{C}\mathrm{u}(\mathrm{s})$

$E^0=E^0(\mathrm{C}{\mathrm{u}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{C}\mathrm{u})-E^0(\mathrm{S}{\mathrm{n}}^{2+}\mathrm{/}\mathrm{S}\mathrm{n})=\mathrm{0,34}-(-\mathrm{0,14})=+\mathrm{0,48}\mathrm{V}$

Sale positiva, luego la reacción es espontánea: $\mathbf{\text{no}}$ puede almacenarse. El estaño se disolvería y el cobre se depositaría sobre las paredes del recipiente. Solo valdría un recipiente de un metal con potencial de reducción mayor que el del cobre, como la plata, o de un material no metálico.